Vzorec pre teplotný koeficient reakcie. Teplotný koeficient rýchlosti chemickej reakcie (van't Hoffovo pravidlo)

Problém 336.
Pri 150 °C je určitá reakcia dokončená za 16 minút. Ak vezmeme teplotný koeficient rýchlosti reakcie rovný 2,5, vypočítame, po akom čase sa táto reakcia skončí, ak sa uskutoční: a) pri 20 0 °C; b) pri 80 °C.
Riešenie:
Podľa van't Hoffovho pravidla je závislosť rýchlosti od teploty vyjadrená rovnicou:

vt a kt - rýchlosť a rýchlostná konštanta reakcie pri teplote t°C; v (t + 10) ak (t + 10) sú rovnaké hodnoty pri teplote (t + 10 0 C); - teplotný koeficient rýchlosti reakcie, ktorého hodnota pre väčšinu reakcií leží v rozmedzí 2 – 4.

a) Ak vezmeme do úvahy, že rýchlosť chemickej reakcie pri danej teplote je nepriamo úmerná trvaniu jej výskytu, dosadíme údaje uvedené v probléme do vzorca, ktorý kvantitatívne vyjadruje Van’t Hoffovo pravidlo, dostaneme:

b) Keďže táto reakcia prebieha s poklesom teploty, potom pri danej teplote je rýchlosť tejto reakcie priamo úmerná dobe jej trvania, dosadíme údaje uvedené v probléme do vzorca, ktorý kvantitatívne vyjadruje van' t Hoffovo pravidlo, dostaneme:

Odpoveď a) pri 200 °C t2 = 9,8 s; b) pri 80 0 C t3 = 162 h 1 min 16 s.

Problém 337.
Zmení sa hodnota konštanty rýchlosti reakcie: a) pri výmene jedného katalyzátora za iný; b) keď sa zmenia koncentrácie reagujúcich látok?
Riešenie:
Rýchlostná konštanta reakcie je hodnota, ktorá závisí od povahy reagujúcich látok, od teploty a od prítomnosti katalyzátorov a nezávisí od koncentrácie reagujúcich látok. Môže sa rovnať rýchlosti reakcie v prípade, keď sa koncentrácie reaktantov rovnajú jednotke (1 mol/l).

a) Pri výmene jedného katalyzátora za iný sa rýchlosť danej chemickej reakcie zmení alebo zvýši. Ak sa použije katalyzátor, rýchlosť chemickej reakcie sa zvýši a hodnota konštanty rýchlosti reakcie sa zodpovedajúcim spôsobom zvýši. K zmene hodnoty reakčnej rýchlostnej konštanty dôjde aj pri výmene jedného katalyzátora za iný, čo zvýši alebo zníži rýchlosť tejto reakcie v porovnaní s pôvodným katalyzátorom.

b) Keď sa zmení koncentrácia reaktantov, hodnoty reakčnej rýchlosti sa zmenia, ale hodnota konštanty reakčnej rýchlosti sa nezmení.

Problém 338.
Závisí tepelný účinok reakcie od jej aktivačnej energie? Odpoveď zdôvodnite.
Riešenie:
Tepelný účinok reakcie závisí len od počiatočného a konečného stavu systému a nezávisí od medzistupňov procesu. Aktivačná energia je nadbytočná energia, ktorú musia mať molekuly látok, aby ich zrážka viedla k vytvoreniu novej látky. Aktivačná energia sa môže meniť zvýšením alebo znížením teploty, prípadne jej znížením alebo zvýšením. Katalyzátory znižujú aktivačnú energiu a inhibítory ju znižujú.

Zmena aktivačnej energie teda vedie k zmene rýchlosti reakcie, ale nie k zmene tepelného účinku reakcie. Tepelný účinok reakcie je konštantná hodnota a nezávisí od zmien aktivačnej energie pre danú reakciu. Napríklad reakcia na tvorbu amoniaku z dusíka a vodíka má formu:

Táto reakcia je exotermická, > 0). Reakcia prebieha s poklesom počtu mólov reagujúcich častíc a počtu mólov plynných látok, čo vedie systém z menej stabilného stavu k stabilnejšiemu, entropia klesá,< 0. Данная реакция в обычных условиях не протекает (она возможна только при достаточно низких температурах). В присутствии катализатора энергия активации уменьшается, и скорость реакции возрастает. Но, как до применения катализатора, так и в присутствии его тепловой эффект реакции не изменяется, реакция имеет вид:

Problém 339.
Pre ktorú reakciu, priamu alebo reverznú, je aktivačná energia väčšia, ak priama reakcia uvoľňuje teplo?
Riešenie:
Rozdiel medzi aktivačnými energiami doprednej a spätnej reakcie sa rovná tepelnému efektu: H = E a(rev.) - E a(rev.) . K tejto reakcii dochádza pri uvoľnení tepla, t.j. je exotermický,< 0 Исходя из этого, энергия активации прямой реакции имеет меньшее значение, чем энергия активации обратной реакции:
E a (napr.)< Е а(обр.) .

odpoveď: E a (napr.)< Е а(обр.) .

Problém 340.
Koľkokrát sa zvýši rýchlosť reakcie pri 298 K, ak sa jej aktivačná energia zníži o 4 kJ/mol?
Riešenie:
Označme pokles aktivačnej energie pomocou Ea a konštanty reakčnej rýchlosti pred a po poklese aktivačnej energie o k a k." Pomocou Arrheniovej rovnice dostaneme:

E a - aktivačná energia, k a k" - rýchlostné konštanty reakcie, T - teplota v K (298).
Dosadením údajov o probléme do poslednej rovnice a vyjadrením aktivačnej energie v jouloch vypočítame zvýšenie rýchlosti reakcie:

Odpoveď: 5-krát.

Faktory ovplyvňujúce reakciu

V ľudskom tele prebiehajú v živej bunke tisíce enzymatických reakcií. Vo viacstupňovom reťazci procesov je však rozdiel medzi rýchlosťami jednotlivých reakcií dosť veľký. Syntéze proteínových molekúl v bunke teda predchádzajú ešte minimálne dve etapy: syntéza transferovej RNA a syntéza ribozómov. Ale čas, počas ktorého sa koncentrácia molekúl t-RNA zdvojnásobí, je 1,7 minúty, proteínové molekuly - 17 minút a ribozómy - 170 minút. Rýchlosť celkového procesu pomalého (obmedzujúceho) štádia, v našom príklade - rýchlosť syntézy ribozómov. Prítomnosť limitujúcej reakcie poskytuje vysokú spoľahlivosť a flexibilitu pri riadení tisícok reakcií vyskytujúcich sa v bunke. Stačí sledovať a regulovať len tie najpomalšie. Tento spôsob regulácie rýchlosti viacstupňovej syntézy sa nazýva minimálny princíp. Umožňuje vám výrazne zjednodušiť a urobiť spoľahlivejší systém autoregulácie v klietke.

Klasifikácia reakcií používaná v kinetike: reakcie, homogénne, heterogénne a mikroheterogénne; reakcie sú jednoduché a zložité (paralelné, sekvenčné, konjugované, reťazové). Molekularita elementárneho reakčného aktu. Kinetické rovnice. Poradie reakcie. Polovičný život

Mikroheterogénne reakcie -

Molekulárnosť reakcie je určená počtom molekúl, ktoré vstupujú do chemickej interakcie v elementárnej reakcii. Na tomto základe sa reakcie delia na monomolekulárne, bimolekulárne a trimolekulárne.

Potom budú reakcie typu A -> B monomolekulárne, napríklad:

a) C16H34 (t°C) -> CgH18 + C8H16 - reakcia krakovania uhľovodíkov;

b) CaC0 3 (t°C) -> CaO + C0 2 - tepelný rozklad uhličitanu vápenatého.
Reakcie typu A + B -> C alebo 2A -> C - sú bimolekulárne, napr.
a) C + 02 -> C02; b) 2H202 -> 2H20 + 02 atď.

Trimolekulárne reakcie sú opísané všeobecnými rovnicami ako:

a) A + B + CD; b) 2A + BD; c) 3A D.

Napríklad: a) 2H2 + 0222H20; b) 2NO + H2N20 + H20.

Rýchlosť reakcií v závislosti od molekulovej hmotnosti bude vyjadrená rovnicami: a) V = až CA - pre monomolekulárnu reakciu; b) V = k CACin alebo c) V = k C2A - pre bimolekulárnu reakciu; d) V = k C C v C e e) V = k C 2 A C in alebo f) V = k C 3 A - pre trimolekulárnu reakciu.

Molekularita je počet molekúl reagujúcich v jednom elementárnom chemickom akte.

Molekulárnosť reakcie je často ťažké určiť, preto sa používa formálnejšie označenie - poradie chemickej reakcie.

Poradie reakcie sa rovná súčtu exponentov mocnín koncentrácie v rovnici vyjadrujúcej závislosť rýchlosti reakcie od koncentrácie reaktantov (kinetická rovnica).

Poradie reakcie sa najčastejšie nezhoduje s molekulovosťou, pretože reakčný mechanizmus, t. j. „elementárny akt“ reakcie (pozri definíciu znamienka molekulárnosti), je ťažké stanoviť.

Pozrime sa na niekoľko príkladov ilustrujúcich túto pozíciu.

1. Rýchlosť rozpúšťania kryštálov je popísaná kinetickými rovnicami nultého rádu, napriek monomolekulárnej povahe reakcie: AgCl (TB) ->Ag + + CI", V = k C(AgCl (TB p= k"C (AgCl (ra)) - p - hustota a je konštantná hodnota, t.j. rýchlosť rozpúšťania nezávisí od množstva (koncentrácie) rozpustenej látky.

2. Hydrolytická reakcia sacharózy: CO + H 2 0 -> C 6 H 12 0 6 (glukóza) + C 6 H 12 0 6 (fruktóza) je bimolekulárna reakcia, ale jej kinetiku popisuje kinetika 1. rádu. rovnica: V = k*C cax, keďže za experimentálnych podmienok vrátane v organizme je koncentrácia vody konštantná hodnota C(H 2 0) - konšt.

3.
Rozkladná reakcia peroxidu vodíka, ktorá prebieha za účasti katalyzátorov, anorganických iónov Fe3+, Cu2+ kovovej platiny a biologických enzýmov, napríklad katalázy, má všeobecnú formu:

2H202 -> 2H20 + O t.j. je bimolekulový.

Závislosť rýchlosti reakcie od koncentrácie. Kinetické rovnice reakcií prvého, druhého a nultého rádu. Experimentálne metódy na stanovenie rýchlosti a rýchlostnej konštanty reakcií.

Závislosť rýchlosti reakcie od teploty. Van't Hoffovo pravidlo. Teplotný koeficient rýchlosti reakcie a jeho vlastnosti pre biochemické procesy.

γ-teplotný koeficient reakčnej rýchlosti.

Fyzikálny význam hodnoty γ je, že ukazuje, koľkokrát sa rýchlosť reakcie mení so zmenou teploty na každých 10 stupňov.

15. Pojem teórie aktívnych zrážok. Energetický profil reakcie; aktivačná energia; Arrheniova rovnica. Úloha stérického faktora. Pojem teórie prechodného stavu.

Vzťah medzi rýchlostnou konštantou, aktivačnou energiou a teplotou je opísaný Arrheniovou rovnicou: k T = k 0 *Ae~ E / RT, kde k t a k 0 sú rýchlostné konštanty pri teplote T a T e je základ prirodzený logaritmus, A je stérický faktor.

Stérický faktor A určuje pravdepodobnosť kolízie dvoch reagujúcich častíc v aktívnom strede molekuly. Tento faktor je dôležitý najmä pre biochemické reakcie s biopolymérmi. Pri acidobázických reakciách musí ión H + reagovať s koncovou karboxylovou skupinou - COO." Nie každá zrážka iónu H + s molekulou proteínu však povedie k tejto reakcii. Iba tie zrážky, ktoré sa priamo vyskytujú v niektorých bodoch makromolekúl budú účinné, nazývané aktívne centrá.

Z Arrheniovej rovnice vyplýva, že čím nižšia je aktivačná energia E a čím vyššia je teplota T procesu, tým vyššia je rýchlostná konštanta.

Rýchlosť chemickej reakcie sa zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou. Nárast reakčnej rýchlosti s teplotou môžete odhadnúť pomocou Van't Hoffovho pravidla. Podľa pravidla zvýšenie teploty o 10 stupňov zvyšuje konštantu rýchlosti reakcie 2-4 krát:

Toto pravidlo neplatí pri vysokých teplotách, keď sa rýchlostná konštanta s teplotou takmer nemení.

Van't Hoffovo pravidlo vám umožňuje rýchlo určiť trvanlivosť lieku. Zvyšovaním teploty sa zvyšuje rýchlosť rozkladu liečiva. Tým sa skráti čas potrebný na určenie doby použiteľnosti lieku.

Metóda spočíva v tom, že liečivá sa udržujú pri zvýšenej teplote T po určitú dobu tT, zistí sa množstvo rozloženého liečiva m a prepočíta sa na štandardnú skladovaciu teplotu 298K. Vzhľadom na to, že proces rozkladu liečiva je reakciou prvého poriadku, rýchlosť pri zvolenej teplote T a T = 298 K je vyjadrená:

Vzhľadom na to, že hmotnosť rozloženého liečiva je rovnaká pre štandardné a skutočné podmienky skladovania, rýchlosť rozkladu možno vyjadriť ako:

Ak vezmeme T=298+10n, kde n = 1,2,3…,

Konečné vyjadrenie pre trvanlivosť lieku sa získa za štandardných podmienok 298 K:

Teória aktívnych zrážok. Aktivačná energia. Arrheniova rovnica. Vzťah medzi reakčnou rýchlosťou a aktivačnou energiou.

Teóriu aktívnych zrážok sformuloval v roku 1889 S. Arrhenius. Táto teória je založená na myšlienke, že na to, aby došlo k chemickej reakcii, sú nevyhnutné zrážky medzi molekulami východiskových látok a počet zrážok je určený intenzitou tepelného pohybu molekúl, t.j. závisí od teploty. Ale nie každá zrážka molekúl vedie k chemickej premene: vedie k nej iba aktívna zrážka.

Aktívne zrážky sú zrážky, ku ktorým dochádza napríklad medzi molekulami A a B s veľkým množstvom energie. Minimálne množstvo energie, ktoré musia mať molekuly východiskových látok, aby bola ich zrážka aktívna, sa nazýva energetická bariéra reakcie.

Aktivačná energia je prebytočná energia, ktorá môže byť odovzdaná alebo prenesená na jeden mól látky.

Aktivačná energia výrazne ovplyvňuje hodnotu rýchlostnej konštanty reakcie a jej závislosť od teploty: čím väčšia Ea, tým menšia rýchlostná konštanta a tým výraznejšie ju ovplyvňuje zmena teploty.

Konštanta reakčnej rýchlosti súvisí s aktivačnou energiou komplexným vzťahom opísaným Arrheniovou rovnicou:

k=Aе–Ea/RT, kde A je predexponenciálny faktor; Eа je aktivačná energia, R je univerzálna plynová konštanta rovná 8,31 J/mol; T – absolútna teplota;

e-základňa prirodzených logaritmov.

Pozorované konštanty reakčnej rýchlosti sú však zvyčajne oveľa menšie ako konštanty vypočítané z Arrheniovej rovnice. Preto je rovnica pre reakčnú rýchlostnú konštantu upravená takto:

(mínus pred všetkými zlomkami)

Násobiteľ spôsobuje, že teplotná závislosť rýchlostnej konštanty sa líši od Arrheniovej rovnice. Pretože Arrheniusova aktivačná energia sa vypočíta ako sklon logaritmickej závislosti rýchlosti reakcie od inverznej teploty, potom urobte to isté s rovnicou , dostaneme:

Vlastnosti heterogénnych reakcií. Rýchlosť heterogénnych reakcií a jej určujúce faktory. Kinetické a difúzne oblasti heterogénnych procesov. Príklady heterogénnych reakcií, ktoré sú zaujímavé pre farmáciu.

HETEROGENEOUS REACTIONS, chem. reakcie zahŕňajúce látky v rozklade. fázy a spoločne tvoria heterogénny systém. Typické heterogénne reakcie: tepelné. rozklad solí za vzniku plynných a pevných produktov (napríklad CaCO3 -> CaO + CO2), redukcia oxidov kovov vodíkom alebo uhlíkom (napríklad PbO + C -> Pb + CO), rozpúšťanie kovov v kyselinách (napríklad Zn + + H2SO4 -> ZnSO4 + H2), interakcia. tuhé činidlá (A12O3 + NiO -> NiAl2O4). Špeciálna trieda zahŕňa heterogénne katalytické reakcie prebiehajúce na povrchu katalyzátora; Okrem toho reaktanty a produkty nemusia byť v rôznych fázach. Smer, počas reakcie N2 + + ZH2 -> 2NH3 vyskytujúcej sa na povrchu železného katalyzátora, sú reaktanty a reakčný produkt v plynnej fáze a tvoria homogénny systém.

Charakteristiky heterogénnych reakcií sú spôsobené účasťou kondenzovaných fáz v nich. To sťažuje miešanie a prepravu činidiel a produktov; je možná aktivácia molekúl činidla na rozhraní. Kinetika akejkoľvek heterogénnej reakcie je určená rýchlosťou samotnej chemikálie. transformáciami, ako aj prenosovými procesmi (difúzia) potrebnými na doplnenie spotreby reagujúcich látok a odstránenie reakčných produktov z reakčnej zóny. V neprítomnosti difúznych prekážok je rýchlosť heterogénnej reakcie úmerná veľkosti reakčnej zóny; toto je špecifická reakčná rýchlosť vypočítaná na jednotku povrchu (alebo objemu) reakcie. zóny, sa časom nemení; pre jednoduché (jednokrokové) reakcie to môže byť určená na základe konajúceho hromadného zákona. Tento zákon nie je splnený, ak difúzia látok prebieha pomalšie ako chemická. okres; v tomto prípade je pozorovaná rýchlosť heterogénnej reakcie opísaná rovnicami kinetiky difúzie.

Rýchlosť heterogénnej reakcie je množstvo látky, ktorá reaguje alebo vzniká počas reakcie za jednotku času na jednotku plochy povrchu fázy.

Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemickej reakcie:

Povaha reaktantov

koncentrácia činidla,

teplota,

Prítomnosť katalyzátora.

Vheterogén = Δп(S Δt), kde Vheterog je rýchlosť reakcie v heterogénnom systéme; n je počet mólov ktorejkoľvek z látok, ktoré sú výsledkom reakcie; V je objem systému; t - čas; S je plocha povrchu fázy, na ktorej prebieha reakcia; Δ - znamienko prírastku (Δp = p2 - p1; Δt = t2 - t1).

Úloha č. 1. Interakcia s voľným kyslíkom vedie k vzniku vysoko toxického oxidu dusičitého / /, táto reakcia síce za fyziologických podmienok prebieha pomaly a pri nízkych koncentráciách nezohráva významnejšiu úlohu pri toxickom poškodení buniek, patogénne účinky však prudko narastajú s jeho nadprodukcia. Určte, koľkokrát sa zvýši rýchlosť interakcie oxidu dusíka (II) s kyslíkom, keď sa tlak v zmesi počiatočných plynov zdvojnásobí, ak rýchlosť reakcie opísané rovnicou ?

Riešenie.

1. Zdvojnásobenie tlaku sa rovná zdvojnásobeniu koncentrácie ( s) A . Preto miery interakcie zodpovedajú a budú mať v súlade so zákonom hromadnej akcie výrazy: A

Odpoveď. Rýchlosť reakcie sa zvýši 8-krát.

Úloha č. 2. Predpokladá sa, že koncentrácia chlóru (zelenkastý plyn s štipľavým zápachom) vo vzduchu nad 25 ppm je životu a zdraviu nebezpečná, existujú však dôkazy, že ak sa pacient zotavil z akútnej ťažkej otravy týmto plynom, môže sa stať, že chlór, plyn a štipľavý zápach. potom nie sú pozorované žiadne reziduálne účinky. Určte, ako sa zmení rýchlosť reakcie vyskytujúcej sa v plynnej fáze, ak zvýšite 3-krát: koncentrácia, koncentrácia, 3) tlak / /?

Riešenie.

1. Ak označíme koncentrácie resp. a , potom výraz pre rýchlosť reakcie bude mať tvar: .

2. Po trojnásobnom zvýšení koncentrácií budú rovnaké pre a pre . Preto výraz pre rýchlosť reakcie bude mať tvar: 1) 2)

3. Zvýšenie tlaku zvyšuje koncentráciu plynných reaktantov o rovnakú hodnotu

4. Zvýšenie reakčnej rýchlosti v porovnaní s počiatočnou rýchlosťou je určené pomerom: 1) , 2) , 3) .

Odpoveď. Rýchlosť reakcie sa zvýši: 1) , 2) , 3) ​​krát.

Problém č.3. Ako sa zmení rýchlosť interakcie východiskových látok pri zmene teploty z na, ak je teplotný koeficient reakcie 2,5?

Riešenie.

1. Teplotný koeficient ukazuje, ako sa rýchlosť reakcie mení pri každej zmene teploty (van't Hoffovo pravidlo): .

2. Ak je zmena teploty: , potom berúc do úvahy skutočnosť, že získame: . Odtiaľ, .

3. Pomocou tabuľky antilogaritmov zistíme: .

Odpoveď. Keď sa teplota zmení (t.j. zvýši), rýchlosť sa zvýši 67,7-krát.

Problém č.4. Vypočítajte teplotný koeficient rýchlosti reakcie s vedomím, že rýchlosť sa zvyšuje 128-násobne so zvyšujúcou sa teplotou.

Riešenie.

1. Závislosť rýchlosti chemickej reakcie od teploty vyjadruje empirické van’t Hoffovo pravidlo:

.Pri riešení rovnice pre , zistíme: , . Preto = 2

Odpoveď. =2.

Problém č.5. Pre jednu z reakcií boli určené dve rýchlostné konštanty: pri 0,00670 a pri 0,06857. Určte rýchlostnú konštantu pre rovnakú reakciu pri .

Riešenie.

1. Na základe dvoch hodnôt konštánt rýchlosti reakcie pomocou Arrheniovej rovnice určíme aktivačnú energiu reakcie: . Pre tento prípad: Preto: J/mol.

2. Vypočítajte reakčnú rýchlostnú konštantu pri , pomocou rýchlostnej konštanty at a Arrheniovej rovnice vo výpočtoch: . Pre tento prípad: a berúc do úvahy skutočnosť, že: , dostaneme: . teda

Odpoveď.

Výpočet chemickej rovnovážnej konštanty a určenie smeru rovnovážneho posunu pomocou Le Chatelierovho princípu .

Úloha č.6. Oxid uhličitý / / na rozdiel od oxidu uhoľnatého / / nenarúša fyziologické funkcie a anatomickú integritu živého organizmu a ich dusivý účinok je spôsobený len prítomnosťou vysokých koncentrácií a znížením percenta kyslíka vo vdychovanom vzduchu. Čomu sa to rovná reakčná rovnovážna konštanta / /: pri teplote vyjadrenej prostredníctvom: a) parciálnych tlakov reagujúcich látok; b) ich molárne koncentrácie, pričom vieme, že zloženie rovnovážnej zmesi je vyjadrené objemovými zlomkami: , a , a celkový tlak v sústave je Pa?

Riešenie.

1. Parciálny tlak plynu sa rovná celkovému tlaku vynásobenému objemovým zlomkom plynu v zmesi, preto:

2. Dosadením týchto hodnôt do výrazu pre rovnovážnu konštantu dostaneme:

3. Vzťah medzi a je stanovený na základe Mendelejevovej-Clapeyronovej rovnice pre ideálne plyny a je vyjadrený rovnosťou: , kde je rozdiel medzi počtom mólov plynných reakčných produktov a plynných východiskových látok. Pre túto reakciu: . potom: .

Odpoveď. Pa. .

Úloha č.7. Akým smerom sa posunie rovnováha v nasledujúcich reakciách:

3. ;

a) s rastúcou teplotou, b) s klesajúcim tlakom, c) so zvyšujúcou sa koncentráciou vodíka?

Riešenie.

1. Chemická rovnováha v systéme je nastolená pri konštantných vonkajších parametroch (a pod.). Ak sa tieto parametre zmenia, systém opustí rovnovážny stav a začne prevládať priama (doprava) alebo spätná reakcia (doľava). Vplyv rôznych faktorov na posun rovnováhy sa odráža v Le Chatelierovom princípe.

2. Uvažujme vplyv na uvedené reakcie všetkých 3 faktorov ovplyvňujúcich chemickú rovnováhu.

a) So zvyšovaním teploty sa rovnováha posúva smerom k endotermickej reakcii, t.j. reakcia, ku ktorej dochádza pri absorpcii tepla. 1. a 3. reakcia je exotermická / /, preto sa so zvyšujúcou sa teplotou bude rovnováha posúvať smerom k reverznej reakcii a v 2. reakcii / / - smerom k priamej reakcii.

b) Pri znižovaní tlaku sa rovnováha posúva smerom k nárastu počtu mólov plynov, t.j. smerom k väčšiemu tlaku. V 1. a 3. reakcii bude mať ľavá a pravá strana rovnice rovnaký počet mólov plynov (2-2 a 1-1). Preto zmena tlaku nespôsobí posuny v rovnováhe v systéme. V 2. reakcii sú 4 móly plynov na ľavej strane a 2 móly na pravej strane, preto sa pri znižovaní tlaku rovnováha posunie smerom k reverznej reakcii.

V) Keď sa koncentrácia reakčných zložiek zvyšuje, rovnováha sa posúva smerom k ich spotrebe. V prvej reakcii je v produktoch prítomný vodík a zvýšenie jeho koncentrácie podporí reverznú reakciu, počas ktorej sa spotrebuje. V 2. a 3. reakcii je vodík medzi východiskovými látkami, takže zvýšenie jeho koncentrácie posúva rovnováhu smerom k reakcii, ktorá nastáva pri spotrebe vodíka.

Odpoveď.

a) Pri zvyšovaní teploty sa rovnováha v reakciách 1 a 3 posunie doľava a v reakcii 2 doprava.

b) Reakcie 1 a 3 nebudú ovplyvnené poklesom tlaku, ale v reakcii 2 sa rovnováha posunie doľava.

c) Zvýšenie teploty v reakciách 2 a 3 bude mať za následok posun rovnováhy doprava a v reakcii 1 doľava.

1.2. Situačné úlohy č.7 až 21 na konsolidáciu materiálu (vykonané v protokolárnom zošite).

Úloha č.8. Ako sa zmení rýchlosť oxidácie glukózy v tele, keď teplota klesne z na, ak je teplotný koeficient rýchlosti reakcie 4?

Problém č.9.Pomocou približného Van't Hoffovho pravidla vypočítajte, o koľko je potrebné zvýšiť teplotu, aby sa rýchlosť reakcie zvýšila 80-krát? Vezmite teplotný rýchlostný koeficient rovný 3.

Úloha č.10. Na praktické zastavenie reakcie sa používa rýchle ochladenie reakčnej zmesi („zmrazenie reakcie“). Určte, koľkokrát sa zmení rýchlosť reakcie, keď sa reakčná zmes ochladí zo 40 na , ak je teplotný koeficient reakcie 2,7.

Úloha č.11. Izotop používaný na liečbu niektorých nádorov má polčas rozpadu 8,1 dňa. Po akom čase sa obsah rádioaktívneho jódu v tele pacienta zníži 5-krát?

Úloha č.12. Hydrolýza niektorých syntetických hormónov (farmaceutických) je reakciou prvého poriadku s rýchlostnou konštantou 0,25 (). Ako sa zmení koncentrácia tohto hormónu po 2 mesiacoch?

Úloha č.13. Rádioaktívny polčas rozpadu je 5600 rokov. V živom organizme sa vďaka látkovej premene udržiava konštantné množstvo. V pozostatkoch mamuta bol obsah rovnaký ako originál. Zistite, kedy žil mamut?

Problém č.14. Polčas rozpadu insekticídu (pesticídu používaného na kontrolu hmyzu) je 6 mesiacov. Určité množstvo sa dostalo do nádrže, kde bola stanovená koncentrácia mol/l. Ako dlho bude trvať, kým koncentrácia insekticídu klesne na úroveň mol/l?

Úloha č.15. Tuky a sacharidy oxidujú značnou rýchlosťou pri teplote 450 - 500 ° av živých organizmoch - pri teplote 36 - 40 °. Aký je dôvod prudkého poklesu teploty potrebnej na oxidáciu?

Problém č.16. Peroxid vodíka sa vo vodných roztokoch rozkladá na kyslík a vodu. Reakciu urýchľuje tak anorganický katalyzátor (ión), ako aj bioorganický katalyzátor (enzým kataláza). Aktivačná energia reakcie v neprítomnosti katalyzátora je 75,4 kJ/mol. Ión ho znižuje na 42 kJ / mol a enzým kataláza - na 2 kJ / mol. Vypočítajte pomer rýchlostí reakcie v neprítomnosti katalyzátora v prítomnosti katalázy. Aký záver možno vyvodiť o aktivite enzýmu? Reakcia prebieha pri teplote 27 °C.

Problém č.17 Konštantná rýchlosť rozpadu penicilínu pre vysielačku J/mol.

1.3. Kontrolné otázky

1. Vysvetlite, čo znamenajú pojmy: rýchlosť reakcie, rýchlostná konštanta?

2. Ako sú vyjadrené priemerné a skutočné rýchlosti chemických reakcií?

3. Prečo má zmysel hovoriť o rýchlosti chemických reakcií len pre daný časový bod?

4. Formulujte definíciu reverzibilnej a ireverzibilnej reakcie.

5. Definujte zákon hromadnej akcie. Odráža sa v rovnosti vyjadrujúcich tento zákon závislosť rýchlosti reakcie od povahy reaktantov?

6. Ako závisí rýchlosť reakcie od teploty? Ako sa nazýva aktivačná energia? Čo sú aktívne molekuly?

7. Od akých faktorov závisí rýchlosť homogénnych a heterogénnych reakcií? Uveďte príklady.

8. Aké je poradie a molekulová hmotnosť chemických reakcií? V ktorých prípadoch sa nezhodujú?

9. Aké látky sa nazývajú katalyzátory? Aký je mechanizmus urýchľovacieho účinku katalyzátora?

10. Aký je pojem „otrava katalyzátorom“? Aké látky sa nazývajú inhibítory?

11. Čo sa nazýva chemická rovnováha? Prečo sa nazýva dynamický? Aké koncentrácie reaktantov sa nazývajú rovnovážne?

12. Čo sa nazýva chemická rovnovážna konštanta? Závisí to od charakteru reagujúcich látok, ich koncentrácie, teploty, tlaku? Aké sú vlastnosti matematického zápisu pre rovnovážnu konštantu v heterogénnych systémoch?

13. Aká je farmakokinetika liečiv?

14. Procesy prebiehajúce s liečivom v tele sú kvantitatívne charakterizované množstvom farmakokinetických parametrov. Dajte tie hlavné.

Problém 336.
Pri 150 °C je určitá reakcia dokončená za 16 minút. Ak vezmeme teplotný koeficient rýchlosti reakcie rovný 2,5, vypočítame, po akom čase sa táto reakcia skončí, ak sa uskutoční: a) pri 20 0 °C; b) pri 80 °C.
Riešenie:
Podľa van't Hoffovho pravidla je závislosť rýchlosti od teploty vyjadrená rovnicou:

vt a kt - rýchlosť a rýchlostná konštanta reakcie pri teplote t°C; v (t + 10) ak (t + 10) sú rovnaké hodnoty pri teplote (t + 10 0 C); - teplotný koeficient rýchlosti reakcie, ktorého hodnota pre väčšinu reakcií leží v rozmedzí 2 – 4.

a) Ak vezmeme do úvahy, že rýchlosť chemickej reakcie pri danej teplote je nepriamo úmerná trvaniu jej výskytu, dosadíme údaje uvedené v probléme do vzorca, ktorý kvantitatívne vyjadruje Van’t Hoffovo pravidlo, dostaneme:

b) Keďže táto reakcia prebieha s poklesom teploty, potom pri danej teplote je rýchlosť tejto reakcie priamo úmerná dobe jej trvania, dosadíme údaje uvedené v probléme do vzorca, ktorý kvantitatívne vyjadruje van' t Hoffovo pravidlo, dostaneme:

Odpoveď a) pri 200 °C t2 = 9,8 s; b) pri 80 0 C t3 = 162 h 1 min 16 s.

Problém 337.
Zmení sa hodnota konštanty rýchlosti reakcie: a) pri výmene jedného katalyzátora za iný; b) keď sa zmenia koncentrácie reagujúcich látok?
Riešenie:
Rýchlostná konštanta reakcie je hodnota, ktorá závisí od povahy reagujúcich látok, od teploty a od prítomnosti katalyzátorov a nezávisí od koncentrácie reagujúcich látok. Môže sa rovnať rýchlosti reakcie v prípade, keď sa koncentrácie reaktantov rovnajú jednotke (1 mol/l).

a) Pri výmene jedného katalyzátora za iný sa rýchlosť danej chemickej reakcie zmení alebo zvýši. Ak sa použije katalyzátor, rýchlosť chemickej reakcie sa zvýši a hodnota konštanty rýchlosti reakcie sa zodpovedajúcim spôsobom zvýši. K zmene hodnoty reakčnej rýchlostnej konštanty dôjde aj pri výmene jedného katalyzátora za iný, čo zvýši alebo zníži rýchlosť tejto reakcie v porovnaní s pôvodným katalyzátorom.

b) Keď sa zmení koncentrácia reaktantov, hodnoty reakčnej rýchlosti sa zmenia, ale hodnota konštanty reakčnej rýchlosti sa nezmení.

Problém 338.
Závisí tepelný účinok reakcie od jej aktivačnej energie? Odpoveď zdôvodnite.
Riešenie:
Tepelný účinok reakcie závisí len od počiatočného a konečného stavu systému a nezávisí od medzistupňov procesu. Aktivačná energia je nadbytočná energia, ktorú musia mať molekuly látok, aby ich zrážka viedla k vytvoreniu novej látky. Aktivačná energia sa môže meniť zvýšením alebo znížením teploty, prípadne jej znížením alebo zvýšením. Katalyzátory znižujú aktivačnú energiu a inhibítory ju znižujú.

Zmena aktivačnej energie teda vedie k zmene rýchlosti reakcie, ale nie k zmene tepelného účinku reakcie. Tepelný účinok reakcie je konštantná hodnota a nezávisí od zmien aktivačnej energie pre danú reakciu. Napríklad reakcia na tvorbu amoniaku z dusíka a vodíka má formu:

Táto reakcia je exotermická, > 0). Reakcia prebieha s poklesom počtu mólov reagujúcich častíc a počtu mólov plynných látok, čo vedie systém z menej stabilného stavu k stabilnejšiemu, entropia klesá,< 0. Данная реакция в обычных условиях не протекает (она возможна только при достаточно низких температурах). В присутствии катализатора энергия активации уменьшается, и скорость реакции возрастает. Но, как до применения катализатора, так и в присутствии его тепловой эффект реакции не изменяется, реакция имеет вид:

Problém 339.
Pre ktorú reakciu, priamu alebo reverznú, je aktivačná energia väčšia, ak priama reakcia uvoľňuje teplo?
Riešenie:
Rozdiel medzi aktivačnými energiami doprednej a spätnej reakcie sa rovná tepelnému efektu: H = E a(rev.) - E a(rev.) . K tejto reakcii dochádza pri uvoľnení tepla, t.j. je exotermický,< 0 Исходя из этого, энергия активации прямой реакции имеет меньшее значение, чем энергия активации обратной реакции:
E a (napr.)< Е а(обр.) .

odpoveď: E a (napr.)< Е а(обр.) .

Problém 340.
Koľkokrát sa zvýši rýchlosť reakcie pri 298 K, ak sa jej aktivačná energia zníži o 4 kJ/mol?
Riešenie:
Označme pokles aktivačnej energie pomocou Ea a konštanty reakčnej rýchlosti pred a po poklese aktivačnej energie o k a k." Pomocou Arrheniovej rovnice dostaneme:

E a - aktivačná energia, k a k" - rýchlostné konštanty reakcie, T - teplota v K (298).
Dosadením údajov o probléme do poslednej rovnice a vyjadrením aktivačnej energie v jouloch vypočítame zvýšenie rýchlosti reakcie:

Odpoveď: 5-krát.