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, ako dlho táto reakcia skončí, ak sa uskutoční: a) pri 20 0 °С; 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) rovnaké hodnoty pri teplote (t + 10 0 C); - teplotný koeficient rýchlosti reakcie, ktorého hodnota pre väčšinu reakcií leží v rozmedzí 2 - 4.

a) Vzhľadom na to, že rýchlosť chemickej reakcie pri danej teplote je nepriamo úmerná dĺžke jej priebehu, dosadíme údaj uvedený v podmienke úlohy do vzorca, ktorý kvantitatívne vyjadruje van't Hoffovo pravidlo, dostaneme :

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

Odpoveď: a) pri 200 0 С t2 = 9,8 s; b) pri 80 0 С 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 reaktantov?
Riešenie:
Reakčná rýchlostná konštanta je hodnota, ktorá závisí od povahy reaktantov, od teploty a od prítomnosti katalyzátorov a nezávisí od koncentrácie reaktantov. Môže sa rovnať rýchlosti reakcie v prípade, keď sa koncentrácie reaktantov rovnajú jednotke (1 mol/l).

a) Keď je jeden katalyzátor nahradený iným, rýchlosť danej chemickej reakcie sa zmení, alebo sa zvýši. Ak sa použije katalyzátor, rýchlosť chemickej reakcie sa zvýši, potom sa podľa toho zvýši aj hodnota konštanty rýchlosti reakcie. Zmena hodnoty reakčnej rýchlostnej konštanty nastane aj vtedy, keď sa jeden katalyzátor nahradí iným, čo zvýši alebo zníži rýchlosť tejto reakcie v porovnaní s pôvodným katalyzátorom.

b) Keď sa zmení koncentrácia reaktantov, hodnoty reakčnej rýchlosti sa zmenia a 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, zatiaľ čo inhibítory ju znižujú.

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

Táto reakcia je exotermická, > 0). Reakcia prebieha s poklesom počtu mólov reagujúcich častíc a počtu mólov plynných látok, čím sa systém dostáva z menej stabilného stavu do stabilnejšieho, 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 prebieha s uvoľňovaním tepla?
Riešenie:
Rozdiel medzi aktivačnými energiami priamych a reverzných reakcií sa rovná tepelnému účinku: H \u003d E a (pr.) - E a (arr.) . Táto reakcia prebieha za uvoľnenia 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 prebiehajúcej pri 298 K, ak sa jej aktivačná energia zníži o 4 kJ/mol?
Riešenie:
Označme pokles aktivačnej energie Ea a rýchlostné konštanty reakcie pred a po poklese aktivačnej energie k a k. Pomocou Arrheniovej rovnice dostaneme:

Ea je aktivačná energia, k a k" sú konštanty rýchlosti reakcie, T je teplota v K (298).
Dosadením údajov úlohy do poslednej rovnice a vyjadrením aktivačnej energie v jouloch vypočítame zvýšenie rýchlosti reakcie:

Odpoveď: 5-krát.

Faktory ovplyvňujúce priebeh reakcie

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 tRNA 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 držať na pozore a regulovať len tie najpomalšie z nich. Tento spôsob riadenia rýchlosti viacstupňovej syntézy sa nazýva minimálny princíp. Umožňuje výrazne zjednodušiť a skvalitniť systém autoregulácie v bunke.

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

Mikroheterogénne reakcie -

Molekulárnosť reakcie je určená počtom molekúl, ktoré vstupujú do chemickej interakcie v elementárnom akte reakcie. 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 ako A + B -> C alebo 2A -> C - sú bimolekulárne, napríklad:
a) C + 02 -> C02; b) 2H 2 0 2 -> 2 H 2 0 + 0 2 atď.

Trimolekulárne reakcie sú opísané všeobecnými rovnicami typu:

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

Napríklad: a) 2H 2 + 0 2 2 2 0; b) 2NO + H2N20 + H20.

Rýchlosť reakcie v závislosti od molekulovej hmotnosti bude vyjadrená rovnicami: a) V = k C A - pre monomolekulárnu reakciu; b) V \u003d až CA C in alebo c) V \u003d až C2A - pre bimolekulárnu reakciu; d) V \u003d k C C v C e) V \u003d k C 2 A C in alebo e) V \u003d k C 3 A - pre trimolekulárnu reakciu.

Molekularita je počet molekúl, ktoré reagujú v jednom elementárnom chemickom akte.

Často je ťažké určiť molekulárnosť reakcie, preto sa používa formálnejšie označenie - poradie chemickej reakcie.

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

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

Pozrime sa na niekoľko príkladov ilustrujúcich túto pozíciu.

1. Rýchlosť rozpúšťania kryštálov je popísaná rovnicami kinetiky 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, t.j. rýchlosť rozpúšťania nezávisí od množstva (koncentrácie) rozpustenej látky.

2. Reakcia hydrolýzy sacharózy: CO + H 2 0 -> C 6 H 12 0 6 (glukóza) + C 6 H 12 0 6 (fruktóza) je bimolekulárna reakcia, ale jej kinetika je opísaná kinetikou prvého rádu. rovnica: V \u003d k * C cax , pretože za experimentálnych podmienok vrátane v tele je koncentrácia vody konštantná hodnota С(Н 2 0) - konšt.

3.
Rozkladná reakcia peroxidu vodíka prebiehajúca za účasti katalyzátorov, anorganických iónov Fe 3+, Cu 2+ kovovej platiny a biologických enzýmov, ako je kataláza, má všeobecnú formu:

2H202 -\u003e 2H20 + Oe, t.j. je bimolekulárny.

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 je teplotný koeficient rýchlosti reakcie.

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 rýchlostnej konštanty, aktivačnej energie a teploty je opísaný Arrheniovou rovnicou: k T \u003d k 0 *Ae ~ E / RT, kde k t a k 0 sú rýchlostné konštanty pri teplote T a T e 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 vedie k tejto reakcii. Iba tie zrážky, ktoré sa uskutočňujú priamo na niektorých body makromolekúl budú efektívne nazývané aktívne centrá.

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

Rýchlosť chemických reakcií sa zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou. Nárast reakčnej rýchlosti s teplotou možno odhadnúť pomocou van't Hoffovho pravidla. Podľa pravidla zvýšenie teploty o 10 stupňov zvyšuje rýchlostnú konštantu reakcie 2-4 krát:

Toto pravidlo nie je splnené pri vysokých teplotách, keď sa rýchlostná konštanta s teplotou takmer nemení.

Van't Hoffovo pravidlo vám umožňuje rýchlo určiť dátum exspirácie lieku. Zvýšenie teploty zvyšuje rýchlosť rozkladu liečiva. Tým sa skracuje čas na určenie dátumu spotreby lieku.

Metóda spočíva v tom, že liečivo sa po určitú dobu tT udržiava pri zvýšenej teplote T, zistí sa množstvo rozloženého liečiva m a prepočíta sa na štandardnú skladovaciu teplotu 298K. Vzhľadom na proces rozkladu liečiva ako reakciu prvého rádu je rýchlosť vyjadrená pri zvolenej teplote T a T = 298K:

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

Za predpokladu, že T=298+10n, kde n = 1,2,3…,

Získajte konečné vyjadrenie pre trvanlivosť lieku za štandardných podmienok 298K:

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, je nevyhnutná zrážka medzi molekulami východiskových látok a počet zrážok je určený intenzitou tepelného pohybu molekúl, t.j. teplotne závislé. 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 nižšia rýchlostná konštanta a tým výraznejšia zmena teploty ju ovplyvňuje.

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

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

e je základ prirodzených logaritmov.

Pozorované rýchlostné konštanty reakcie sú však vo všeobecnosti oveľa menšie ako konštanty vypočítané pomocou Arrheniovej rovnice. Preto je rovnica pre reakčnú rýchlostnú konštantu upravená takto:

(mínus pred celou časťou)

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

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

HETEROGENEOUS REACTIONS, chem. reakcie zahŕňajúce látky v rozklade. fázy a tvoria spolu heterogénny systém. Typické heterogénne reakcie: tepelné. rozklad solí za vzniku plynných a pevných produktov (napr. CaCO3 -> CaO + CO2), redukcia oxidov kovov vodíkom alebo uhlíkom (napr. PbO + C -> Pb + CO), rozpúšťanie kovov v kyselinách (napr. Zn + + H2SO4 -> ZnSO4 + H2), interakcia. tuhé činidlá (A12O3 + NiO -> NiAl2O4). V špeciálnej triede sa rozlišujú heterogénne katalytické reakcie prebiehajúce na povrchu katalyzátora; v tomto prípade reaktanty a produkty nemusia byť v rôznych fázach. Smer, pri reakcii N2 + + 3H2 -> 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 transport reaktantov a produktov; je možná aktivácia molekúl činidla na rozhraní. Kinetika akejkoľvek heterogénnej reakcie je definovaná ako rýchlosť samotnej chemikálie. transformácie a prenosové procesy (difúzia) potrebné na doplnenie spotreby reaktantov a odstránenie reakčných produktov z reakčnej zóny. V neprítomnosti difúznych prekážok je rýchlosť heterogénnej reakcie úmerná veľkosti reakčnej zóny; toto je názov špecifickej rýchlosti reakcie vypočítanej na jednotku povrchu (alebo objemu) reakcie. zóny, nemení sa v čase; pre jednoduché (jednokrokové) reakcie môže byť určená na základe konajúcich más 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, ktoré vstúpi do reakcie alebo sa vytvorí počas reakcie za jednotku času na jednotku plochy povrchu fázy.

Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemickej reakcie:

Povaha reaktantov

Koncentrácia činidiel,

teplota,

Prítomnosť katalyzátora.

Vheterog = Δp(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 tvorbe vysoko toxického oxidu dusičitého / /, táto reakcia síce prebieha za fyziologických podmienok pomaly a pri nízkych koncentráciách nezohráva významnejšiu úlohu pri toxickom poškodení buniek, avšak patogénne účinky sa prudko zvyšujú s jeho hyperprodukcia. Určte, koľkokrát sa zvýši rýchlosť interakcie oxidu dusnatého (II) s kyslíkom, keď sa tlak v zmesi počiatočných plynov zdvojnásobí, ak rýchlosť reakcie je opísaná 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: , prebiehajúca v plynnej fáze, ak sa zvýši o faktor 3: koncentrácia , koncentrácia , 3) ​​tlak / /?

Riešenie.

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

2. Po zvýšení koncentrácií o faktor 3 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. Nárast reakčnej rýchlosti v porovnaní s počiatočnou je určený pomerom, resp.: 1) , 2) , 3) .

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

Úloha č. 3. Ako sa zmení rýchlosť interakcie východiskových látok so zmenou teploty z na, ak je teplotný koeficient reakcie 2,5?

Riešenie.

1. Teplotný koeficient ukazuje, ako sa rýchlosť reakcie mení so zmenou teploty pre každý (van't Hoffovo pravidlo):.

2. Ak je zmena teploty: , potom berúc do úvahy skutočnosť, že , dostaneme: . Preto, .

3. Podľa tabuľky antilogaritmov zistíme: .

Odpoveď. So zmenou teploty (t.j. so zvýšením) sa rýchlosť zvýši 67,7-krát.

Úloha č. 4. Vypočítajte teplotný koeficient rýchlosti reakcie s vedomím, že keď teplota stúpa, rýchlosť sa zvyšuje 128-násobne.

Riešenie.

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

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

Odpoveď. =2.

Úloha číslo 5. Pre jednu z reakcií boli určené dve rýchlostné konštanty: pri 0,00670 a pri 0,06857. Určte rýchlostnú konštantu tej istej reakcie 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 vzhľadom na to, že: , dostaneme: . v dôsledku toho

Odpoveď.

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

Úloha číslo 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. Čo sa rovná reakčná rovnovážna konštanta / /: pri teplote vyjadrenej ako: a) parciálne tlaky reaktantov; b) ich molárne koncentrácie , pričom vieme, že zloženie rovnovážnej zmesi je vyjadrené v objemových zlomkoch: , a , a celkový tlak v systéme je Pa?

Riešenie.

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

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 číslo 7. Ktorým smerom sa posunie rovnováha v nasledujúcich reakciách:

3. ;

a) so zvýšením teploty, b) s poklesom tlaku, c) so zvýšením koncentrácie vodíka?

Riešenie.

1. Chemická rovnováha v systéme je nastolená stálosťou vonkajších parametrov (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. Zvážte vplyv všetkých 3 faktorov ovplyvňujúcich chemickú rovnováhu na vyššie uvedené reakcie.

a) S nárastom teploty sa rovnováha posúva smerom k endotermickej reakcii, t.j. reakcia, ktorá prebieha pri absorpcii tepla. 1. a 3. reakcia je exotermická / /, preto sa so zvýšením teploty posunie rovnováha smerom k reverznej reakcii a v 2. reakcii / / - k priamej reakcii.

b) Pri poklese tlaku sa rovnováha posunie smerom k zvýšeniu počtu mólov plynov, t.j. smerom k vyššiemu tlaku. V 1. a 3. reakcii bude mať ľavá a pravá strana rovnice rovnaký počet mólov plynov (2-2 a 1-1). Takže zmena tlaku nespôsobí posuny rovnováhy v systéme. V 2. reakcii sú 4 móly plynov na ľavej strane a 2 móly na pravej strane, preto, keď tlak klesá, rovnováha sa posunie smerom k reverznej reakcii.

v) S nárastom koncentrácie reakčných zložiek sa rovnováha posúva smerom k ich spotrebe. V 1. reakcii je vodík v produktoch a zvýšenie jeho koncentrácie podporí spätnú reakciu, počas ktorej sa spotrebuje. V 2. a 3. reakcii je vodík medzi východiskovými látkami, preto zvýšenie jeho koncentrácie posúva rovnováhu smerom k reakcii prebiehajúcej so spotrebou vodíka.

Odpoveď.

a) So zvýšením teploty v reakciách 1 a 3 sa rovnováha posunie doľava a v reakcii 2 doprava.

b) Reakcie 1 a 3 nebudú ovplyvnené poklesom tlaku a 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 №№ od 7. do 21 materiál spevniť (vykonať v protokolárnom zošite).

Úloha číslo 8. Ako sa zmení rýchlosť oxidácie glukózy v tele s poklesom teploty z na, ak je teplotný koeficient rýchlosti reakcie 4?

Úloha číslo 9.Pomocou približného van't Hoffovho pravidla vypočítajte, o koľko je potrebné zvýšiť teplotu, aby sa rýchlosť reakcie zvýšila 80-krát? Vezmite teplotný koeficient rýchlosti rovný 3.

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

Úloha číslo 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 číslo 13. Polčas rozpadu rádioaktívnej látky je 5600 rokov. V živom organizme sa vďaka látkovej premene udržiava konštantné množstvo. V pozostatkoch mamuta bol obsah z originálu. Kedy žil mamut?

Úloha číslo 14. Polčas rozpadu insekticídu (pesticídu používaného na kontrolu hmyzu) je 6 mesiacov. Určité množstvo sa ho dostalo do nádrže, kde sa stanovila koncentrácia mol/l. Ako dlho trvá, kým koncentrácia insekticídu klesne na úroveň mol/L?

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

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

Úloha číslo 17 Konštanta rýchlosti rozpadu penicilínu na vysielačke J/mol.

1.3. testovacie otázky

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

2. Ako sa vyjadruje priemerná a skutočná rýchlosť chemických reakcií?

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

4. Formulujte definíciu vratných a ireverzibilných reakcií.

5. Definujte zákon hromadnej akcie. Odráža rovnica vyjadrujúca tento zákon závislosť rýchlosti reakcie od povahy reaktantov?

6. Ako závisí rýchlosť reakcie od teploty? Aká je aktivačná energia? Čo sú aktívne molekuly?

7. Aké faktory určujú rýchlosť homogénnej a heterogénnej reakcie? 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 urýchľovania 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, ako dlho táto reakcia skončí, ak sa uskutoční: a) pri 20 0 °С; 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) rovnaké hodnoty pri teplote (t + 10 0 C); - teplotný koeficient rýchlosti reakcie, ktorého hodnota pre väčšinu reakcií leží v rozmedzí 2 - 4.

a) Vzhľadom na to, že rýchlosť chemickej reakcie pri danej teplote je nepriamo úmerná dĺžke jej priebehu, dosadíme údaj uvedený v podmienke úlohy do vzorca, ktorý kvantitatívne vyjadruje van't Hoffovo pravidlo, dostaneme :

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

Odpoveď: a) pri 200 0 С t2 = 9,8 s; b) pri 80 0 С 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 reaktantov?
Riešenie:
Reakčná rýchlostná konštanta je hodnota, ktorá závisí od povahy reaktantov, od teploty a od prítomnosti katalyzátorov a nezávisí od koncentrácie reaktantov. Môže sa rovnať rýchlosti reakcie v prípade, keď sa koncentrácie reaktantov rovnajú jednotke (1 mol/l).

a) Keď je jeden katalyzátor nahradený iným, rýchlosť danej chemickej reakcie sa zmení, alebo sa zvýši. Ak sa použije katalyzátor, rýchlosť chemickej reakcie sa zvýši, potom sa podľa toho zvýši aj hodnota konštanty rýchlosti reakcie. Zmena hodnoty reakčnej rýchlostnej konštanty nastane aj vtedy, keď sa jeden katalyzátor nahradí iným, čo zvýši alebo zníži rýchlosť tejto reakcie v porovnaní s pôvodným katalyzátorom.

b) Keď sa zmení koncentrácia reaktantov, hodnoty reakčnej rýchlosti sa zmenia a 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, zatiaľ čo inhibítory ju znižujú.

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

Táto reakcia je exotermická, > 0). Reakcia prebieha s poklesom počtu mólov reagujúcich častíc a počtu mólov plynných látok, čím sa systém dostáva z menej stabilného stavu do stabilnejšieho, 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 prebieha s uvoľňovaním tepla?
Riešenie:
Rozdiel medzi aktivačnými energiami priamych a reverzných reakcií sa rovná tepelnému účinku: H \u003d E a (pr.) - E a (arr.) . Táto reakcia prebieha za uvoľnenia 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 prebiehajúcej pri 298 K, ak sa jej aktivačná energia zníži o 4 kJ/mol?
Riešenie:
Označme pokles aktivačnej energie Ea a rýchlostné konštanty reakcie pred a po poklese aktivačnej energie k a k. Pomocou Arrheniovej rovnice dostaneme:

Ea je aktivačná energia, k a k" sú konštanty rýchlosti reakcie, T je teplota v K (298).
Dosadením údajov úlohy do poslednej rovnice a vyjadrením aktivačnej energie v jouloch vypočítame zvýšenie rýchlosti reakcie:

Odpoveď: 5-krát.