Reaktsioonikiiruse sõltuvus temperatuurist. Van't Hoffi reegel

Ülesanne 336.
150 °C juures on osa reaktsioonist lõppenud 16 minutiga. Võttes reaktsioonikiiruse temperatuurikoefitsiendiks 2,5, arvutage, mis aja pärast see reaktsioon lõpeb, kui see viiakse läbi: a) temperatuuril 20 0 °C; b) temperatuuril 80 °C.
Lahendus:
Vastavalt van't Hoffi reeglile väljendatakse kiiruse sõltuvust temperatuurist võrrandiga:

v t ja k t - reaktsiooni kiirus- ja kiiruskonstant temperatuuril t°C; v (t + 10) ja k (t + 10) on samad väärtused temperatuuril (t + 10 0 C); - reaktsioonikiiruse temperatuurikoefitsient, mille väärtus jääb enamiku reaktsioonide puhul vahemikku 2–4.

a) Arvestades, et keemilise reaktsiooni kiirus antud temperatuuril on pöördvõrdeline selle toimumise kestusega, asendame ülesandepüstituses antud andmed valemiga, mis kvantitatiivselt väljendab Van’t Hoffi reeglit, saame:

b) Kuna see reaktsioon kulgeb temperatuuri langusega, siis antud temperatuuril on selle reaktsiooni kiirus otseselt võrdeline selle toimumise kestusega, asendame ülesandepüstituses antud andmed valemis, mis kvantitatiivselt väljendab van' t Hoffi reegel, saame:

Vastus: a) temperatuuril 200 0 C t2 = 9,8 s; b) temperatuuril 80 0 C t3 = 162 h 1 min 16 s.

Ülesanne 337.
Kas reaktsioonikiiruse konstandi väärtus muutub: a) ühe katalüsaatori asendamisel teisega; b) kui muutuvad reageerivate ainete kontsentratsioonid?
Lahendus:
Reaktsioonikiiruse konstant on väärtus, mis sõltub reageerivate ainete olemusest, temperatuurist ja katalüsaatorite olemasolust ning ei sõltu reageerivate ainete kontsentratsioonist. See võib olla võrdne reaktsioonikiirusega juhul, kui reagentide kontsentratsioonid on võrdsed ühikuga (1 mol/l).

a) Ühe katalüsaatori asendamisel teisega muutub või suureneb antud keemilise reaktsiooni kiirus. Katalüsaatori kasutamisel suureneb keemilise reaktsiooni kiirus ja vastavalt suureneb reaktsioonikiiruse konstandi väärtus. Reaktsiooni kiiruskonstandi väärtus muutub ka ühe katalüsaatori asendamisel teisega, mis suurendab või vähendab selle reaktsiooni kiirust võrreldes algse katalüsaatoriga.

b) Reagentide kontsentratsiooni muutumisel muutuvad reaktsioonikiiruse väärtused, kuid reaktsioonikiiruse konstandi väärtus ei muutu.

Ülesanne 338.
Kas reaktsiooni termiline efekt sõltub selle aktiveerimisenergiast? Põhjenda vastust.
Lahendus:
Reaktsiooni termiline efekt sõltub ainult süsteemi alg- ja lõppolekust ning ei sõltu protsessi vaheetappidest. Aktiveerimisenergia on liigne energia, mis ainete molekulidel peab olema, et nende kokkupõrge tooks kaasa uue aine moodustumise. Aktiveerimisenergiat saab muuta vastavalt temperatuuri tõstes või langetades, langetades või tõstes. Katalüsaatorid vähendavad aktiveerimisenergiat ja inhibiitorid alandavad seda.

Seega toob aktiveerimisenergia muutus kaasa reaktsiooni kiiruse muutumise, kuid mitte reaktsiooni termilise efekti muutumise. Reaktsiooni termiline efekt on konstantne väärtus ja ei sõltu antud reaktsiooni aktiveerimisenergia muutustest. Näiteks ammoniaagi moodustumise reaktsioon lämmastikust ja vesinikust on järgmine:

See reaktsioon on eksotermiline, > 0). Reaktsioon kulgeb reageerivate osakeste moolide arvu ja gaasiliste ainete moolide arvu vähenemisega, mis viib süsteemi vähem stabiilsest olekust stabiilsemasse, entroopia väheneb,< 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:

Ülesanne 339.
Millise reaktsiooni, otsese või vastupidise, korral on aktiveerimisenergia suurem, kui otsereaktsioon eraldab soojust?
Lahendus:
Edasi- ja tagasireaktsiooni aktiveerimisenergiate vahe on võrdne termilise efektiga: H = E a(rev.) - E a(rev.) . See reaktsioon toimub soojuse eraldumisel, st. on eksotermiline,< 0 Исходя из этого, энергия активации прямой реакции имеет меньшее значение, чем энергия активации обратной реакции:
E a (nt.)< Е а(обр.) .

Vastus: E a (nt.)< Е а(обр.) .

Ülesanne 340.
Mitu korda suureneb 298 K juures toimuva reaktsiooni kiirus, kui selle aktiveerimisenergiat vähendada 4 kJ/mol?
Lahendus:
Tähistame aktiveerimisenergia vähenemist Ea-ga ja reaktsioonikiiruse konstandid enne ja pärast aktiveerimisenergia vähenemist vastavalt k ja k võrra." Arrheniuse võrrandit kasutades saame:

E a - aktiveerimisenergia, k ja k" - reaktsioonikiiruse konstandid, T - temperatuur K (298).
Asendades ülesande andmed viimase võrrandiga ja väljendades aktiveerimisenergiat džaulides, arvutame reaktsioonikiiruse suurenemise:

Vastus: 5 korda.

Temperatuuri tõustes suureneb tavaliselt keemilise protsessi kiirus. 1879. aastal sõnastas Hollandi teadlane J. van't Hoff empiirilise reegli: temperatuuri tõusuga 10 K võrra suureneb enamiku keemiliste reaktsioonide kiirus 2-4 korda.

Reegli matemaatiline tähistus J. van't Hoff:

γ 10 = (k t+10)/k t, kus k t on reaktsioonikiiruse konstant temperatuuril T; k t+10 - reaktsioonikiiruse konstant temperatuuril T+10; γ 10 – Van't Hoffi temperatuurikoefitsient. Selle väärtus on vahemikus 2 kuni 4. Biokeemiliste protsesside puhul varieerub γ 10 vahemikus 7 kuni 10.

Kõik bioloogilised protsessid toimuvad teatud temperatuurivahemikus: 45-50°C. Optimaalne temperatuur on 36-40°C. Soojavereliste loomade kehas hoitakse seda temperatuuri konstantsena tänu vastava biosüsteemi termoregulatsioonile. Bioloogiliste süsteemide uurimisel kasutatakse temperatuurikoefitsiente γ 2, γ 3, γ 5. Võrdluseks vähendatakse neid γ 10-ni.

Reaktsioonikiiruse sõltuvust temperatuurist vastavalt Van't Hoffi reeglile saab esitada võrrandiga:

V 2 /V 1 = γ ((T 2 - T 1)/10)

Aktiveerimisenergia. Reaktsioonikiiruse olulist suurenemist temperatuuri tõusuga ei saa seletada ainult reageerivate ainete osakeste kokkupõrgete arvu suurenemisega, kuna gaaside kineetilise teooria kohaselt suureneb temperatuuri tõustes kokkupõrgete arv ebaoluliseks. ulatus. Reaktsioonikiiruse suurenemine temperatuuri tõusuga on seletatav asjaoluga, et keemiline reaktsioon ei toimu mitte ühegi reageerivate ainete osakeste kokkupõrkel, vaid ainult aktiivsete osakeste kohtumisel, millel on kokkupõrke hetkel vajalik liigne energia.

Inaktiivsete osakeste aktiivseteks muutmiseks kuluvat energiat nimetatakse aktiveerimisenergia (Ea). Aktiveerimisenergia on keskmise väärtusega võrreldes üleliigne energia, mis on vajalik reageerivate ainete reageerimiseks nende kokkupõrkel. Aktiveerimisenergiat mõõdetakse kilodžaulides mooli kohta (kJ/mol). Tavaliselt on E vahemikus 40 kuni 200 kJ/mol.

Eksotermilise ja endotermilise reaktsiooni energiadiagramm on näidatud joonisel fig. 2.3. Iga keemilise protsessi puhul saab eristada alg-, vahe- ja lõppolekut. Energiabarjääri ülaosas on reagendid vahepealses olekus, mida nimetatakse aktiveeritud kompleksiks ehk üleminekuolekuks. Aktiveeritud kompleksi energia ja reaktiivide algenergia vahe on Ea ning reaktsioonisaaduste ja lähteainete (reaktiivide) energia erinevus on ΔH, reaktsiooni termiline efekt. Erinevalt ΔH-st on aktiveerimisenergia alati positiivne väärtus. Eksotermilise reaktsiooni korral (joonis 2.3, a) asuvad produktid madalamal energiatasemel kui reagendid (Ea< ΔН).

Riis. 2.3. Reaktsioonide energiadiagrammid: A – eksotermiline B – endotermiline

A B

Ea on peamine reaktsioonikiirust määrav tegur: kui Ea > 120 kJ/mol (kõrgem energiabarjäär, süsteemis vähem aktiivseid osakesi), kulgeb reaktsioon aeglaselt; ja vastupidi, kui Ea< 40 кДж/моль, реакция осуществляется с большой скоростью.

Keerulisi biomolekule hõlmavate reaktsioonide puhul tuleks arvestada asjaoluga, et osakeste kokkupõrke käigus tekkivas aktiveeritud kompleksis peavad molekulid olema ruumis teatud viisil orienteeritud, kuna ainult molekuli reageeriv piirkond on väike. selle suuruse suhtes muutub.

Kui kiiruskonstandid k 1 ja k 2 temperatuuridel T 1 ja T 2 on teada, saab arvutada Ea väärtuse.

Biokeemilistes protsessides on aktiveerimisenergia 2-3 korda väiksem kui anorgaanilistes. Samal ajal ületab võõrainete, ksenobiootikumide, reaktsioonide Ea oluliselt tavapäraste biokeemiliste protsesside Ea. See asjaolu on süsteemi loomulik biokaitse võõraste ainete mõju eest, st. kehale loomulikud reaktsioonid toimuvad soodsates tingimustes madala Ea-ga ja võõrreaktsioonide korral on Ea kõrge. See on geenibarjäär, mis iseloomustab üht biokeemiliste protsesside põhijoont.

Keemilise reaktsiooni kiirus suureneb temperatuuri tõustes. Reaktsioonikiiruse suurenemist temperatuuriga saate hinnata Van't Hoffi reegli abil. Reegli kohaselt suurendab temperatuuri tõstmine 10 kraadi võrra reaktsioonikiiruse konstanti 2-4 korda:

See reegel ei kehti kõrgetel temperatuuridel, kui kiiruskonstant ei muutu temperatuuriga peaaegu üldse.

Van't Hoffi reegel võimaldab kiiresti määrata ravimi säilivusaega. Temperatuuri tõstmine suurendab ravimi lagunemise kiirust. See vähendab aega, mis kulub ravimi kõlblikkusaja määramiseks.

Meetod seisneb selles, et ravimeid hoitakse kõrgendatud temperatuuril T teatud aja tT, leitakse lagunenud ravimi kogus m ja arvutatakse ümber standardseks säilitustemperatuuriks 298K. Arvestades ravimi lagunemisprotsessi kui esimest järku reaktsiooni, väljendatakse kiirus valitud temperatuuril T ja T = 298 K:

Arvestades, et lagunenud ravimi mass on standardsete ja tegelike säilitustingimuste korral sama, võib lagunemiskiirust väljendada järgmiselt:

Võttes T=298+10n, kus n = 1,2,3…,

Ravimi säilivusaja lõplik avaldis saadakse standardtingimustes 298K:

Aktiivsete kokkupõrgete teooria. Aktiveerimisenergia. Arrheniuse võrrand. Reaktsioonikiiruse ja aktivatsioonienergia vaheline seos.

Aktiivsete kokkupõrgete teooria sõnastas S. Arrhenius 1889. aastal. See teooria põhineb ideel, et keemilise reaktsiooni toimumiseks on vajalikud kokkupõrked lähteainete molekulide vahel ning kokkupõrgete arvu määrab molekulide soojusliikumise intensiivsus, s.o. oleneb temperatuurist. Kuid mitte iga molekulide kokkupõrge ei vii keemilise muundumiseni: selleni viib ainult aktiivne kokkupõrge.

Aktiivsed kokkupõrked on kokkupõrked, mis tekivad näiteks molekulide A ja B vahel suure energiahulgaga. Minimaalset energiahulka, mis lähteainete molekulidel peab olema selleks, et nende kokkupõrge oleks aktiivne, nimetatakse reaktsiooni energiabarjääriks.

Aktiveerimisenergia on üleliigne energia, mida saab edasi anda või üle kanda ühele ainemoolile.

Aktiveerimisenergia mõjutab oluliselt reaktsiooni kiiruskonstandi väärtust ja selle sõltuvust temperatuurist: mida suurem on Ea, seda väiksem on kiiruskonstant ja seda olulisemalt mõjutab seda temperatuurimuutus.

Reaktsioonikiiruse konstant on seotud aktiveerimisenergiaga keeruka seosega, mida kirjeldab Arrheniuse võrrand:

k=Aе–Ea/RT, kus A on preeksponentsiaalne tegur; Eа on aktiveerimisenergia, R on universaalne gaasikonstant, mis on võrdne 8,31 J/mol; T – absoluutne temperatuur;

naturaallogaritmide e-baas.

Täheldatud reaktsioonikiiruse konstandid on aga tavaliselt palju väiksemad kui Arrheniuse võrrandist arvutatud. Seetõttu muudetakse reaktsioonikiiruse konstandi võrrandit järgmiselt:

(miinus enne kõiki murde)

Kordaja põhjustab kiiruskonstandi temperatuurisõltuvuse erinevuse Arrheniuse võrrandist. Kuna Arrheniuse aktivatsioonienergia arvutatakse reaktsioonikiiruse logaritmilise sõltuvuse tõusuna pöördtemperatuurist, siis tehes sama võrrandiga , saame:

Heterogeensete reaktsioonide tunnused. Heterogeensete reaktsioonide kiirus ja seda määravad tegurid. Heterogeensete protsesside kineetilised ja difusioonialad. Näited farmaatsiale huvipakkuvatest heterogeensetest reaktsioonidest.

HETEROGEENSED REAKTSIOONID, chem. reaktsioonid, mis hõlmavad ainete lagunemist. faaside ja ühiselt heterogeense süsteemi moodustamine. Tüüpilised heterogeensed reaktsioonid: termiline. soolade lagunemine gaasiliste ja tahkete saaduste tekkega (näiteks CaCO3 -> CaO + CO2), metallioksiidide redutseerimine vesiniku või süsinikuga (näiteks PbO + C -> Pb + CO), metallide lahustumine hapetes (näiteks Zn + + H2SO4 -> ZnSO4 + H2), vastastikmõju. tahked reagendid (A12O3 + NiO -> NiAl2O4). Eriklassi kuuluvad heterogeensed katalüütilised reaktsioonid, mis toimuvad katalüsaatori pinnal; Lisaks ei pruugi reagendid ja tooted olla erinevates faasides. Suund, raudkatalüsaatori pinnal toimuva reaktsiooni N2 + + ZH2 -> 2NH3 ajal on reagendid ja reaktsiooniprodukt gaasifaasis ja moodustavad homogeense süsteemi.

Heterogeensete reaktsioonide omadused on tingitud kondenseerunud faaside osalemisest neis. See muudab reaktiivide ja toodete segamise ja transportimise keeruliseks; reaktiivi molekulide aktiveerimine liidesel on võimalik. Iga heterogeense reaktsiooni kineetika määrab kemikaali enda kiirus. transformatsioonid, samuti ülekandeprotsessid (difusioon), mis on vajalikud reageerivate ainete tarbimise täiendamiseks ja reaktsioonisaaduste eemaldamiseks reaktsioonitsoonist. Difusioonitakistuste puudumisel on heterogeense reaktsiooni kiirus võrdeline reaktsioonitsooni suurusega; see on reaktsiooni erikiirus, mis on arvutatud reaktsiooni pinna (või ruumala) ühiku kohta. tsoonid, ei muutu aja jooksul; lihtsate (üheastmeliste) reaktsioonide jaoks võib see olla määratakse tegutseva massiseaduse alusel. See seadus ei ole täidetud, kui ainete difusioon kulgeb aeglasemalt kui keemiline. ringkond; sel juhul kirjeldatakse heterogeense reaktsiooni täheldatud kiirust difusioonikineetika võrranditega.

Heterogeense reaktsiooni kiirus on aine kogus, mis reageerib või tekib reaktsiooni käigus ajaühikus faasi pinnaühiku kohta.

Keemilise reaktsiooni kiirust mõjutavad tegurid:

Reagentide olemus

Reaktiivi kontsentratsioon,

temperatuur,

Katalüsaatori olemasolu.

Vheterogeen = Δп(S Δt), kus Vheterog on reaktsioonikiirus heterogeenses süsteemis; n on reaktsiooni tulemusena tekkiva mis tahes aine moolide arv; V on süsteemi maht; t - aeg; S on faasi pindala, millel reaktsioon toimub; Δ - juurdekasvu märk (Δp = p2 - p1; Δt = t2 - t1).

Ülesanne nr. 1. Koostoime vaba hapnikuga põhjustab väga mürgise lämmastikdioksiidi moodustumist //, kuigi see reaktsioon toimub füsioloogilistes tingimustes aeglaselt ja madalatel kontsentratsioonidel ei mängi see olulist rolli rakkude toksilises kahjustuses, kuid patogeensed mõjud suurenevad järsult koos selle suurenemisega. ületootmine. Määrake, mitu korda suureneb lämmastikoksiidi (II) ja hapniku vastasmõju kiirus, kui rõhk alggaaside segus kahekordistub, kui reaktsioonikiirus mida kirjeldab võrrand ?

Lahendus.

1. Rõhu kahekordistamine võrdub kontsentratsiooni kahekordistamisega ( Koos) Ja . Seetõttu on interaktsioonimäärad, mis vastavad massitegevuse seadusele ja kasutavad seda, avaldisi: Ja

Vastus. Reaktsioonikiirus suureneb 8 korda.

Ülesanne nr. 2. Arvatakse, et kloori (terava lõhnaga rohekas gaasi) kontsentratsioon õhus üle 25 ppm on elule ja tervisele ohtlik, kuid on tõendeid selle kohta, et kui patsient on selle gaasiga ägedast raskest mürgistusest paranenud, siis on tõendeid selle kohta, et kloori sisaldus õhus on terava lõhnaga rohekas gaas. siis jääknähtusid ei täheldata. Määrake, kuidas muutub gaasifaasis toimuva reaktsiooni kiirus, kui suurendate 3 korda: kontsentratsioon, kontsentratsioon, 3) rõhk / /?

Lahendus.

1. Kui tähistame kontsentratsioone ja vastavalt ja , saab reaktsioonikiiruse avaldis järgmise kuju: .

2. Pärast kontsentratsioonide suurendamist 3 korda on need ja jaoks võrdsed. Seetõttu on reaktsioonikiiruse avaldis järgmine: 1) 2)

3. Rõhu tõus suurendab gaasiliste reaktiivide kontsentratsiooni sama palju, seega

4. Reaktsioonikiiruse suurenemine algse suhtes määratakse vastavalt suhtega: 1) , 2) , 3) .

Vastus. Reaktsioonikiirus suureneb: 1) , 2) , 3) ​​korda.

Probleem nr 3. Kuidas muutub lähteainete interaktsiooni kiirus temperatuuri muutumisel vahemikust kuni, kui reaktsiooni temperatuuritegur on 2,5?

Lahendus.

1. Temperatuurikoefitsient näitab reaktsiooni kiiruse muutumist iga temperatuurimuutusega (van't Hoffi reegel): .

2. Kui temperatuurimuutus on: , siis võttes arvesse asjaolu, et , saame: . Siit, .

3. Kasutades antilogaritmide tabelit leiame: .

Vastus. Kui temperatuur muutub (st tõuseb), suureneb kiirus 67,7 korda.

Probleem nr 4. Arvutage reaktsioonikiiruse temperatuurikoefitsient, teades, et kiirus suureneb temperatuuri tõustes 128 korda.

Lahendus.

1. Keemilise reaktsiooni kiiruse sõltuvust temperatuurist väljendab empiiriline van’t Hoffi reegel:

Lahendades võrrandi , leiame: , . Seega =2

Vastus. =2.

Probleem nr 5. Ühe reaktsiooni jaoks määrati kaks kiiruskonstanti: 0,00670 ja 0,06857. Määrake sama reaktsiooni kiiruskonstant .

Lahendus.

1. Reaktsiooni kiiruskonstantide kahe väärtuse põhjal, kasutades Arrheniuse võrrandit, määrame reaktsiooni aktiveerimisenergia: . Sel juhul: siit: J/mol.

2. Arvutage reaktsiooni kiiruskonstant kohas , kasutades arvutustes kiiruskonstanti at ja Arrheniuse võrrandit: . Sel juhul: ja võttes arvesse asjaolu, et: , saame: . Seega

Vastus.

Keemilise tasakaalukonstandi arvutamine ja tasakaalu nihke suuna määramine Le Chatelier' põhimõttel .

Ülesanne nr 6. Süsinikdioksiid / / erinevalt süsinikmonooksiidist / / ei riku elusorganismi füsioloogilisi funktsioone ja anatoomilist terviklikkust ning nende lämmatav toime tuleneb ainult kõrge kontsentratsiooni olemasolust ja hapniku protsendi vähenemisest sissehingatavas õhus. Millega see võrdub reaktsiooni tasakaalukonstant / /: temperatuuril, mida väljendatakse: a) reageerivate ainete osarõhkude kaudu; b) nende molaarsed kontsentratsioonid, teades, et tasakaalusegu koostist väljendatakse mahuosadega: , ja , ning kogurõhk süsteemis on Pa?

Lahendus.

1. Gaasi osarõhk võrdub kogurõhuga, mis on korrutatud segus oleva gaasi mahuosaga, seega:

2. Asendades need väärtused tasakaalukonstandi avaldisesse, saame:

3. Seos ja vahel luuakse ideaalsete gaaside Mendelejevi-Clapeyroni võrrandi alusel ja seda väljendatakse võrrandiga: , kus on vahe gaasiliste reaktsioonisaaduste ja gaasiliste lähteainete moolide arvu vahel. Selle reaktsiooni jaoks: . Siis: .

Vastus. Pa. .

Ülesanne nr 7. Millises suunas nihkub tasakaal järgmistes reaktsioonides:

3. ;

a) temperatuuri tõusuga, b) rõhu langusega, c) vesiniku kontsentratsiooni suurenemisega?

Lahendus.

1. Süsteemi keemiline tasakaal saavutatakse konstantsete välisparameetrite juures (jne). Kui need parameetrid muutuvad, siis väljub süsteem tasakaaluseisundist ja domineerima hakkab otsene (paremale) või pöördreaktsioon (vasakule). Erinevate tegurite mõju tasakaalunihkele kajastub Le Chatelier’ põhimõttes.

2. Vaatleme kõigi kolme keemilist tasakaalu mõjutava teguri mõju ülaltoodud reaktsioonidele.

a) Temperatuuri tõustes nihkub tasakaal endotermilise reaktsiooni suunas, s.t. reaktsioon, mis tekib soojuse neeldumisel. 1. ja 3. reaktsioon on eksotermilised / /, seetõttu nihkub tasakaal temperatuuri tõustes pöördreaktsiooni suunas ja 2. reaktsioonis // - edasisuunalise reaktsiooni suunas.

b) Rõhu langedes nihkub tasakaal gaasimoolide arvu suurenemise suunas, s.t. suurema surve suunas. Esimeses ja kolmandas reaktsioonis on võrrandi vasakul ja paremal küljel sama arv gaase (vastavalt 2-2 ja 1-1). Seetõttu on rõhu muutus ei põhjusta tasakaalu nihked süsteemis. 2. reaktsioonis on vasakul pool 4 mooli gaase ja paremal pool 2 mooli, seetõttu nihkub tasakaal rõhu langedes pöördreaktsiooni suunas.

V) Reaktsioonikomponentide kontsentratsiooni suurenedes nihkub tasakaal nende tarbimise suunas. Esimeses reaktsioonis on toodetes vesinik ja selle kontsentratsiooni suurendamine suurendab pöördreaktsiooni, mille käigus seda tarbitakse. 2. ja 3. reaktsioonis on vesinik lähteainete hulgas, mistõttu selle kontsentratsiooni tõus nihutab tasakaalu vesiniku tarbimisel toimuva reaktsiooni suunas.

Vastus.

a) Temperatuuri tõustes nihkub tasakaal reaktsioonides 1 ja 3 vasakule ja reaktsioonis 2 paremale.

b) Reaktsioone 1 ja 3 rõhu langus ei mõjuta, kuid reaktsioonis 2 nihkub tasakaal vasakule.

c) Temperatuuri tõus reaktsioonides 2 ja 3 toob kaasa tasakaalu nihke paremale ja reaktsioonis 1 - vasakule.

1.2. Olukorraülesanded nr 7 kuni 21 materjali koondamiseks (tehtud protokollimärkmikusse).

Ülesanne nr 8. Kuidas muutub glükoosi oksüdatsiooni kiirus kehas, kui temperatuur langeb vahemikust kuni, kui reaktsioonikiiruse temperatuurikoefitsient on 4?

Probleem nr 9.Arvutage ligikaudse Van't Hoffi reegli abil, kui palju on vaja temperatuuri tõsta, et reaktsioonikiirus tõuseks 80 korda? Võtke temperatuuri kiiruse koefitsient 3.

Ülesanne nr 10. Reaktsiooni praktiliselt peatamiseks kasutatakse reaktsioonisegu kiiret jahutamist (“reaktsiooni külmutamine”). Määrake, mitu korda muutub reaktsioonikiirus reaktsioonisegu jahutamisel 40 °C-lt temperatuurini, kui reaktsiooni temperatuuritegur on 2,7.

Ülesanne nr 11. Mõnede kasvajate raviks kasutatava isotoobi poolväärtusaeg on 8,1 päeva. Millise aja pärast väheneb radioaktiivse joodi sisaldus patsiendi kehas 5 korda?

Ülesanne nr 12. Mõne sünteetilise hormooni (farmatseutilise) hüdrolüüs on esimest järku reaktsioon kiiruskonstandiga 0,25 (). Kuidas muutub selle hormooni kontsentratsioon 2 kuu pärast?

Ülesanne nr 13. Radioaktiivse poolväärtusaeg on 5600 aastat. Elusorganismis säilib pidev kogus tänu ainevahetusele. Mammuti jäänustel oli sisu sama, mis originaalil. Tehke kindlaks, millal mammut elas?

Ülesanne nr 14. Insektitsiid (putukate tõrjeks kasutatav pestitsiid) poolväärtusaeg on 6 kuud. Teatud kogus seda sattus reservuaari, kus määrati kontsentratsioon mol/l. Kui kaua võtab aega, et insektitsiidide kontsentratsioon langeks mol/l tasemele?

Ülesanne nr 15. Rasvad ja süsivesikud oksüdeeruvad märgatava kiirusega temperatuuril 450–500 ° ja elusorganismides temperatuuril 36–40 °. Mis on oksüdatsiooniks vajaliku temperatuuri järsu languse põhjuseks?

Ülesanne nr 16. Vesinikperoksiid laguneb vesilahustes hapnikuks ja veeks. Reaktsiooni kiirendavad nii anorgaaniline katalüsaator (ioon) kui ka bioorgaaniline katalüsaator (katalaasi ensüüm). Reaktsiooni aktiveerimisenergia katalüsaatori puudumisel on 75,4 kJ/mol. Ioon vähendab selle 42 kJ / mol ja ensüüm katalaas - 2 kJ / mol. Arvutage reaktsioonikiiruste suhe katalüsaatori puudumisel katalaasi juuresolekul. Millise järelduse saab teha ensüümi aktiivsuse kohta? Reaktsioon toimub temperatuuril 27 °C.

Ülesanne nr 17 Penitsilliini lagunemiskiiruse konstant raadiosaatja jaoks J/mol.

1.3. Kontrollküsimused

1. Selgitage, mida tähendavad terminid: reaktsioonikiirus, kiiruskonstant?

2. Kuidas väljendatakse keemiliste reaktsioonide keskmist ja tegelikku kiirust?

3. Miks on mõtet rääkida keemiliste reaktsioonide kiirusest ainult teatud ajahetkel?

4. Sõnasta pöörduva ja pöördumatu reaktsiooni definitsioon.

5. Defineeri massitegevuse seadus. Kas seda seadust väljendavates võrdsustes kajastub reaktsioonikiiruse sõltuvus reaktiivide olemusest?

6. Kuidas sõltub reaktsiooni kiirus temperatuurist? Mida nimetatakse aktiveerimisenergiaks? Mis on aktiivsed molekulid?

7. Millistest teguritest sõltub homogeensete ja heterogeensete reaktsioonide kiirus? Too näiteid.

8. Milline on keemiliste reaktsioonide järjekord ja molekulaarsus? Millistel juhtudel need ei sobi?

9. Milliseid aineid nimetatakse katalüsaatoriteks? Mis on katalüsaatori kiirendava toime mehhanism?

10. Mis on mõiste "katalüsaatorimürgitus"? Milliseid aineid nimetatakse inhibiitoriteks?

11. Mida nimetatakse keemiliseks tasakaaluks? Miks seda nimetatakse dünaamiliseks? Milliseid reagentide kontsentratsioone nimetatakse tasakaaluks?

12. Mida nimetatakse keemilise tasakaalu konstandiks? Kas see sõltub reageerivate ainete olemusest, nende kontsentratsioonist, temperatuurist, rõhust? Millised on heterogeensete süsteemide tasakaalukonstandi matemaatilise tähise tunnused?

13. Mis on ravimite farmakokineetika?

14. Ravimiga organismis toimuvaid protsesse iseloomustavad kvantitatiivselt mitmed farmakokineetilised parameetrid. Andke peamised.