Reaksjonshastighetens avhengighet av temperatur. van't Hoff regel

Oppgave 336.
Ved 150°C er noe reaksjon fullført på 16 minutter. Ved å ta temperaturkoeffisienten til reaksjonshastigheten lik 2,5, regn ut hvor lenge denne reaksjonen vil ende hvis den utføres: a) ved 20 0 °С; b) ved 80°C.
Løsning:
I følge van't Hoff-regelen uttrykkes hastighetens avhengighet av temperatur ved ligningen:

v t og k t - hastigheten og hastighetskonstanten for reaksjonen ved en temperatur på t°C; v (t + 10) og k (t + 10) de samme verdiene ved temperatur (t + 10 0 C); - temperaturkoeffisienten til reaksjonshastigheten, hvis verdi for de fleste reaksjoner ligger i området 2 - 4.

a) Gitt at hastigheten på en kjemisk reaksjon ved en gitt temperatur er omvendt proporsjonal med varigheten av dens forløp, erstatter vi dataene gitt i tilstanden til problemet med en formel som kvantitativt uttrykker van't Hoff-regelen, får vi :

b) Siden denne reaksjonen fortsetter med en reduksjon i temperatur, så ved en gitt temperatur er hastigheten på denne reaksjonen direkte proporsjonal med varigheten av dens forløp, erstatter vi dataene gitt i tilstanden til problemet med en formel som kvantitativt uttrykker van't Hoff-regelen, får vi:

Svar: a) ved 200 0 C t2 = 9,8 s; b) ved 80 0 С t3 = 162 t 1 min 16 s.

Oppgave 337.
Vil verdien av reaksjonshastighetskonstanten endres: a) når en katalysator erstattes med en annen; b) når konsentrasjonene av reaktanter endres?
Løsning:
Reaksjonshastighetskonstanten er en verdi som avhenger av reaktantenes natur, temperatur og tilstedeværelsen av katalysatorer, og avhenger ikke av konsentrasjonen av reaktantene. Den kan være lik reaksjonshastigheten i tilfelle når konsentrasjonene av reaktantene er lik enhet (1 mol/l).

a) Når en katalysator erstattes med en annen, vil hastigheten på en gitt kjemisk reaksjon endres, eller den vil øke. Hvis en katalysator brukes, vil hastigheten på en kjemisk reaksjon øke, og følgelig vil verdien av reaksjonshastighetskonstanten også øke. En endring i verdien av reaksjonshastighetskonstanten vil også skje når en katalysator erstattes med en annen, noe som vil øke eller redusere hastigheten på denne reaksjonen i forhold til den opprinnelige katalysatoren.

b) Når konsentrasjonen av reaktantene endres, vil verdiene av reaksjonshastigheten endres, og verdien av reaksjonshastighetskonstanten vil ikke endres.

Oppgave 338.
Er den termiske effekten av en reaksjon avhengig av dens aktiveringsenergi? Begrunn svaret.
Løsning:
Den termiske effekten av reaksjonen avhenger bare av den innledende og endelige tilstanden til systemet og avhenger ikke av de mellomliggende stadiene av prosessen. Aktiveringsenergi er overskuddsenergien som molekyler av stoffer må ha for at deres kollisjon skal føre til dannelse av et nytt stoff. Aktiveringsenergien kan endres ved å heve eller senke temperaturen, henholdsvis senke eller øke den. Katalysatorer senker aktiveringsenergien, mens inhibitorer senker den.

En endring i aktiveringsenergien fører altså til en endring i reaksjonshastigheten, men ikke til en endring i reaksjonsvarmen. Den termiske effekten av en reaksjon er en konstant verdi og er ikke avhengig av en endring i aktiveringsenergien for en gitt reaksjon. For eksempel er reaksjonen for dannelse av ammoniakk fra nitrogen og hydrogen:

Denne reaksjonen er eksoterm, > 0). Reaksjonen fortsetter med en reduksjon i antall mol reagerende partikler og antall mol gassformige stoffer, noe som bringer systemet fra en mindre stabil tilstand til en mer stabil, entropien avtar,< 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:

Oppgave 339.
For hvilken reaksjon, direkte eller omvendt, er aktiveringsenergien større hvis den direkte reaksjonen fortsetter med frigjøring av varme?
Løsning:
Forskjellen mellom aktiveringsenergiene til de direkte og omvendte reaksjonene er lik den termiske effekten: H \u003d E a (pr.) - E a (arr.) . Denne reaksjonen fortsetter med frigjøring av varme, dvs. er eksoterm,< 0 Исходя из этого, энергия активации прямой реакции имеет меньшее значение, чем энергия активации обратной реакции:
E a(eks.)< Е а(обр.) .

Svar: E a(eks.)< Е а(обр.) .

Oppgave 340.
Hvor mange ganger vil hastigheten på en reaksjon som fortsetter ved 298 K øke hvis aktiveringsenergien reduseres med 4 kJ/mol?
Løsning:
La oss betegne reduksjonen i aktiveringsenergien med Ea, og hastighetskonstantene for reaksjonen før og etter reduksjonen i aktiveringsenergien henholdsvis med k og k. Ved å bruke Arrhenius-ligningen får vi:

E a er aktiveringsenergien, k og k" er reaksjonshastighetskonstantene, T er temperaturen i K (298).
Ved å erstatte dataene for problemet i den siste ligningen og uttrykke aktiveringsenergien i joule, beregner vi økningen i reaksjonshastigheten:

Svar: 5 ganger.

Når temperaturen stiger, øker vanligvis hastigheten på en kjemisk prosess. I 1879 formulerte den nederlandske forskeren J. Van't Hoff en empirisk regel: med en økning i temperaturen med 10 K øker hastigheten på de fleste kjemiske reaksjoner med 2-4 ganger.

Matematisk notasjon av regelen I. van't Hoff:

γ 10 \u003d (k t + 10) / k t hvor k t er hastighetskonstanten for reaksjonen ved temperatur T; k t+10 - reaksjonshastighetskonstant ved temperatur T+10; γ 10 - Van't Hoff temperaturkoeffisient. Verdien varierer fra 2 til 4. For biokjemiske prosesser varierer γ 10 fra 7 til 10.

Alle biologiske prosesser foregår i et visst temperaturområde: 45-50°C. Den optimale temperaturen er 36-40°C. I kroppen til varmblodige dyr holdes denne temperaturen konstant på grunn av termoreguleringen av det tilsvarende biosystemet. Ved studier av biosystemer benyttes temperaturkoeffisienter γ 2, γ 3, γ 5. Til sammenligning bringes de til γ 10 .

Reaksjonshastighetens avhengighet av temperatur, i samsvar med van't Hoff-regelen, kan representeres ved ligningen:

V 2 /V 1 \u003d γ ((T 2 -T 1) / 10)

Aktiveringsenergi. En betydelig økning i reaksjonshastigheten med økende temperatur kan ikke bare forklares med en økning i antall kollisjoner mellom partikler av reagerende stoffer, siden antallet kollisjoner i samsvar med den kinetiske teorien om gasser øker litt med økende temperatur. Økningen i reaksjonshastigheten med økende temperatur forklares med at en kjemisk reaksjon ikke skjer med noen kollisjon av partikler av reagerende stoffer, men bare med et møte av aktive partikler som har den nødvendige overskuddsenergien i kollisjonsøyeblikket.

Energien som kreves for å gjøre inaktive partikler til aktive partikler kalles aktiveringsenergi (Ea). Aktiveringsenergi - overskudd, sammenlignet med gjennomsnittsverdien, energien som kreves for inntreden av reagerende stoffer i en reaksjon når de kolliderer. Aktiveringsenergien måles i kilojoule per mol (kJ/mol). Vanligvis er E fra 40 til 200 kJ/mol.

Energidiagrammet for de eksoterme og endoterme reaksjonene er vist i fig. 2.3. For enhver kjemisk prosess er det mulig å skille initial-, mellom- og slutttilstand. På toppen av energibarrieren er reaktantene i en mellomtilstand kalt det aktiverte komplekset, eller overgangstilstanden. Forskjellen mellom energien til det aktiverte komplekset og startenergien til reagensene er Ea, og forskjellen mellom energien til reaksjonsproduktene og utgangsmaterialene (reagensene) er ΔН, reaksjonsvarmen. Aktiveringsenergien, i motsetning til ΔH, er alltid en positiv verdi. For en eksoterm reaksjon (fig. 2.3, a) er produktene plassert på et lavere energinivå enn reaktantene (Ea)< ΔН).

Ris. 2.3. Energidiagrammer av reaksjoner: A - eksoterm B - endoterm

A B

Ea er hovedfaktoren som bestemmer reaksjonshastigheten: hvis Ea > 120 kJ/mol (høyere energibarriere, færre aktive partikler i systemet), er reaksjonen sakte; og omvendt, hvis Ea< 40 кДж/моль, реакция осуществляется с большой скоростью.

For reaksjoner som involverer komplekse biomolekyler, bør man ta hensyn til det faktum at i et aktivert kompleks dannet under kollisjonen av partikler, må molekylene være orientert i rommet på en bestemt måte, siden bare det reagerende området av molekylet gjennomgår transformasjon, som er liten i forhold til størrelsen.

Hvis hastighetskonstantene k 1 og k 2 er kjent ved temperaturene T 1 og T 2, kan verdien av Ea beregnes.

I biokjemiske prosesser er aktiveringsenergien 2-3 ganger mindre enn i uorganiske. Samtidig overskrider Ea av reaksjoner som involverer fremmede stoffer, xenobiotika, betydelig Ea for konvensjonelle biokjemiske prosesser. Dette faktum er den naturlige biobeskyttelsen av systemet fra påvirkning av fremmede stoffer, dvs. reaksjoner som er naturlige for kroppen oppstår under gunstige forhold med lav Ea, og for fremmedreaksjoner er Ea høy. Dette er en genbarriere som karakteriserer et av hovedtrekkene i forløpet av biokjemiske prosesser.

Hastigheten av kjemiske reaksjoner øker med økende temperatur. Økningen i reaksjonshastigheten med temperaturen kan estimeres ved å bruke van't Hoff-regelen. I følge regelen øker en temperaturøkning med 10 grader hastighetskonstanten for reaksjonen med 2-4 ganger:

Denne regelen er ikke oppfylt ved høye temperaturer, når hastighetskonstanten nesten ikke endres med temperaturen.

Van't Hoffs regel lar deg raskt bestemme utløpsdatoen til et stoff. En økning i temperaturen øker nedbrytningshastigheten av stoffet. Dette forkorter tiden for å bestemme utløpsdatoen for stoffet.

Metoden består i at stoffet holdes ved forhøyet temperatur T i en viss tid tT, mengden nedbrutt stoff m blir funnet og omregnet til en standard lagringstemperatur på 298K. Tatt i betraktning prosessen med nedbrytning av stoffet som en førsteordens reaksjon, uttrykkes hastigheten ved den valgte temperaturen T og T = 298K:

Tatt i betraktning at massen til det dekomponerte medikamentet er den samme for standard og reelle lagringsforhold, kan dekomponeringshastighetene uttrykkes med ligningene:

Forutsatt T=298+10n, hvor n = 1,2,3…,

Få det endelige uttrykket for stoffets holdbarhet under standardbetingelser 298K:

Teori om aktive kollisjoner. Aktiveringsenergi. Arrhenius-ligningen. Sammenheng mellom reaksjonshastighet og aktiveringsenergi.

Teorien om aktive kollisjoner ble formulert av S. Arrhenius i 1889. Denne teorien er basert på ideen om at for at en kjemisk reaksjon skal skje, er det nødvendig med en kollisjon mellom molekylene til de opprinnelige stoffene, og antall kollisjoner bestemmes av intensiteten av molekylenes termiske bevegelse, dvs. temperaturavhengig. Men ikke hver kollisjon av molekyler fører til en kjemisk transformasjon: bare aktiv kollisjon fører til det.

Aktive kollisjoner er kollisjoner som oppstår for eksempel mellom molekylene A og B med mye energi. Minimumsmengden energi som molekylene til utgangsstoffene må ha for at kollisjonen deres skal være aktiv, kalles reaksjonens energibarriere.

Aktiveringsenergi er overskuddsenergien som kan kommuniseres eller overføres til en mol av et stoff.

Aktiveringsenergien påvirker i betydelig grad verdien av reaksjonshastighetskonstanten og dens avhengighet av temperatur: jo større Ea, jo lavere hastighetskonstanten og desto mer signifikant påvirker temperaturendringen den.

Reaksjonshastighetskonstanten er relatert til aktiveringsenergien ved et komplekst forhold beskrevet av Arrhenius-ligningen:

k=Ae–Ea/RT, hvor A er den pre-eksponentielle faktoren; Ea er aktiveringsenergien, R er den universelle gasskonstanten lik 8,31 j/mol; T er den absolutte temperaturen;

e er grunnlaget for naturlige logaritmer.

Imidlertid er de observerte reaksjonshastighetskonstantene generelt mye mindre enn de som er beregnet ved å bruke Arrhenius-ligningen. Derfor er ligningen for reaksjonshastighetskonstanten modifisert som følger:

(minus før hele brøkdelen)

Multiplikatoren gjør at temperaturavhengigheten til hastighetskonstanten skiller seg fra Arrhenius-ligningen. Siden Arrhenius-aktiveringsenergien beregnes som tangenten til helningen til den logaritmiske avhengigheten av reaksjonshastigheten på den resiproke temperaturen, gjør du det samme med ligningen , vi får:

Funksjoner ved heterogene reaksjoner. Frekvensen av heterogene reaksjoner og faktorer som bestemmer den. Kinetiske og diffusjonsregioner av heterogene prosesser. Eksempler på heterogene reaksjoner av interesse for farmasi.

HETEROGENE REAKSJONER, kje. reaksjoner som involverer stoffer i dekomp. faser og utgjør sammen et heterogent system. Typiske heterogene reaksjoner: termisk. dekomponering av salter for å danne gassformige og faste produkter (f.eks. CaCO3 -> CaO + CO2), reduksjon av metalloksider med hydrogen eller karbon (f.eks. PbO + C -> Pb + CO), oppløsning av metaller i syrer (f.eks. Zn) + + H2SO4 -> ZnSO4 + H2), interaksjon. faste reagenser (A12O3 + NiO -> NiAl2O4). I en spesiell klasse skilles heterogene katalytiske reaksjoner som forekommer på katalysatoroverflaten; i dette tilfellet kan det hende at reaktantene og produktene ikke er i forskjellige faser. Retning, i reaksjonen N2 + + 3H2 -> 2NH3 som forekommer på overflaten av en jernkatalysator, er reaktantene og reaksjonsproduktet i gassfasen og danner et homogent system.

Funksjonene til heterogene reaksjoner skyldes deltakelsen av kondenserte faser i dem. Dette gjør det vanskelig å blande og transportere reaktanter og produkter; aktivering av reagensmolekyler på grensesnittet er mulig. Kinetikken til enhver heterogen reaksjon er definert som hastigheten til selve kjemikaliet. transformasjoner og overføringsprosesser (diffusjon) som er nødvendige for å fylle på forbruket av reaktanter og fjerne reaksjonsprodukter fra reaksjonssonen. I fravær av diffusjonshindringer er hastigheten på en heterogen reaksjon proporsjonal med størrelsen på reaksjonssonen; dette er navnet på den spesifikke reaksjonshastigheten beregnet per overflateenhet (eller volum) av reaksjonen. soner, endres ikke i tid; for enkle (en-trinns) reaksjoner kan det være fastsettes på grunnlag av lovens handlende masse. Denne loven er ikke oppfylt hvis spredningen av stoffer går langsommere enn kjemisk. distrikt; i dette tilfellet er den observerte hastigheten til den heterogene reaksjonen beskrevet av ligningene for diffusjonskinetikk.

Hastigheten til en heterogen reaksjon er mengden av et stoff som går inn i en reaksjon eller dannes under en reaksjon per tidsenhet per arealenhet av faseoverflaten.

Faktorer som påvirker hastigheten på en kjemisk reaksjon:

Reaktantenes natur

Konsentrasjonen av reagenser,

Temperatur,

Tilstedeværelsen av en katalysator.

Vheterog = Δp(S Δt), hvor Vheterog er reaksjonshastigheten i et heterogent system; n er antall mol av noen av stoffene som er et resultat av reaksjonen; V er volumet til systemet; t - tid; S er overflatearealet til fasen som reaksjonen fortsetter på; Δ - inkrementtegn (Δp = p2 - p1; Δt = t2 - t1).

Oppgave # 1. Interaksjon med fritt oksygen fører til dannelse av svært giftig nitrogendioksid / /, selv om denne reaksjonen går sakte under fysiologiske forhold og ved lave konsentrasjoner ikke spiller noen vesentlig rolle ved skade på toksiske celler, men patogene effekter øker imidlertid kraftig med dens hyperproduksjon. Bestem hvor mange ganger interaksjonshastigheten for nitrogenoksid (II) med oksygen øker når trykket i blandingen av startgasser dobles, hvis reaksjonshastigheten beskrives av ligningen ?

Løsning.

1. Dobling av trykket tilsvarer å doble konsentrasjonen ( Med) og . Derfor vil interaksjonshastighetene som tilsvarer og vil ta, i samsvar med loven om masseaksjon, uttrykkene: og

Svar. Reaksjonshastigheten vil øke med 8 ganger.

Oppgave # 2. Det antas at konsentrasjonen av klor (en grønnaktig gass med en stikkende lukt) i luften over 25 ppm er farlig for liv og helse, men det er bevis på at dersom pasienten er blitt frisk etter akutt alvorlig forgiftning med denne gassen, da observeres ingen resteffekter. Bestem hvordan reaksjonshastigheten vil endre seg: , fortsetter i gassfasen, hvis den økes med en faktor på 3: konsentrasjon , konsentrasjon , 3) ​​trykk / /?

Løsning.

1. Hvis vi betegner konsentrasjonene og henholdsvis gjennom og , så vil uttrykket for reaksjonshastigheten ha formen: .

2. Etter å ha økt konsentrasjonene med en faktor 3, vil de være like for og for . Derfor vil uttrykket for reaksjonshastigheten ha formen: 1) 2)

3. En økning i trykk øker derfor konsentrasjonen av gassformige reaktanter med samme mengde

4. Økningen i reaksjonshastigheten i forhold til den opprinnelige bestemmes av forholdet henholdsvis: 1) , 2) , 3) .

Svar. Reaksjonshastigheten vil øke: 1), 2), 3) ganger.

Oppgave #3. Hvordan endres vekselvirkningshastigheten til utgangsstoffene med en endring i temperatur fra til hvis temperaturkoeffisienten for reaksjonen er 2,5?

Løsning.

1. Temperaturkoeffisienten viser hvordan reaksjonshastigheten endres med en endring i temperaturen for hver (van't Hoff-regel):.

2. Hvis temperaturendringen er: , så tar vi i betraktning det faktum at , får vi: . Derfor,.

3. I følge tabellen over antilogaritmer finner vi: .

Svar. Med en endring i temperaturen (dvs. med en økning), vil hastigheten øke med 67,7 ganger.

Oppgave #4. Beregn temperaturkoeffisienten til reaksjonshastigheten, vel vitende om at når temperaturen stiger, øker hastigheten med en faktor på 128.

Løsning.

1. Avhengigheten av hastigheten til en kjemisk reaksjon på temperaturen er uttrykt av van't Hoffs tommelfingerregel:

Løser vi ligningen for , finner vi: , . Derfor =2

Svar. =2.

Oppgave nummer 5. For en av reaksjonene ble to hastighetskonstanter bestemt: ved 0,00670 og ved 0,06857. Bestem hastighetskonstanten for samme reaksjon ved .

Løsning.

1. Basert på to verdier av reaksjonshastighetskonstantene, ved å bruke Arrhenius-ligningen, bestemmer vi aktiveringsenergien til reaksjonen: . For denne saken: Herfra: J/mol.

2. Beregn reaksjonshastighetskonstanten ved , bruk hastighetskonstanten ved og Arrhenius-ligningen i beregningene: . For dette tilfellet: og gitt at: , vi får: . Følgelig

Svar.

Beregning av den kjemiske likevektskonstanten og bestemmelse av retningen for likevektsforskyvningen i henhold til Le Chatelier-prinsippet .

Oppgave nummer 6. Karbondioksid / / i motsetning til karbonmonoksid / / krenker ikke de fysiologiske funksjonene og den anatomiske integriteten til en levende organisme, og deres kvelende effekt skyldes bare tilstedeværelsen i høye konsentrasjoner og en reduksjon i prosentandelen av oksygen i innåndingsluften. Hva er lik reaksjonslikevektskonstant / /: ved temperatur uttrykt som: a) partialtrykk av reaktantene; b) deres molare konsentrasjoner , vel vitende om at sammensetningen av likevektsblandingen uttrykkes i volumfraksjoner: , og , og det totale trykket i systemet er Pa?

Løsning.

1. Partialtrykket til en gass er lik det totale trykket ganger volumfraksjonen av gassen i blandingen, så:

2. Ved å erstatte disse verdiene i uttrykket for likevektskonstanten får vi:

3. Forholdet mellom og er etablert på grunnlag av Mendeleev Clapeyron-ligningen for ideelle gasser og uttrykkes ved likheten: , hvor er forskjellen mellom antall mol gassformige reaksjonsprodukter og gassformige startstoffer. For denne reaksjonen: Deretter: .

Svar. Pa. .

Oppgave nummer 7. I hvilken retning vil likevekten skifte i følgende reaksjoner:

3. ;

a) med økning i temperatur, b) med reduksjon i trykk, c) med økning i konsentrasjonen av hydrogen?

Løsning.

1. Den kjemiske likevekten i systemet etableres med konstanten til eksterne parametere (osv.). Hvis disse parameterne endres, forlater systemet likevektstilstanden og den direkte (til høyre) eller omvendte reaksjonen (til venstre) begynner å råde. Påvirkningen av ulike faktorer på skiftet av likevekt gjenspeiles i Le Chateliers prinsipp.

2. Vurder effekten på de ovennevnte reaksjonene av alle 3 faktorene som påvirker den kjemiske likevekten.

a) Ved temperaturøkning skifter likevekten mot en endoterm reaksjon, dvs. reaksjon som finner sted med absorpsjon av varme. 1. og 3. reaksjoner er eksoterme / /, derfor vil likevekten skifte mot den omvendte reaksjonen med en temperaturøkning, og i 2. reaksjon / / - mot den direkte reaksjonen.

b) Når trykket synker, skifter likevekten mot en økning i antall mol gasser, d.v.s. mot høyere trykk. I 1. og 3. reaksjon vil venstre og høyre side av ligningen ha samme antall mol gasser (henholdsvis 2-2 og 1-1). Så endringen i trykk vil ikke forårsake likevektsskifter i systemet. I den andre reaksjonen er det 4 mol gasser på venstre side, og 2 mol på høyre side, derfor vil likevekten skifte mot omvendt reaksjon når trykket synker.

i) Med en økning i konsentrasjonen av reaksjonskomponenter, skifter likevekten mot deres forbruk. I den første reaksjonen er hydrogen i produktene, og å øke konsentrasjonen vil forsterke den omvendte reaksjonen, hvor det forbrukes. I den andre og tredje reaksjonen er hydrogen blant de opprinnelige stoffene, derfor forskyver en økning i konsentrasjonen likevekten mot reaksjonen som fortsetter med forbruket av hydrogen.

Svar.

a) Ved temperaturøkning i reaksjon 1 og 3 vil likevekten forskyves til venstre, og i reaksjon 2 - til høyre.

b) Reaksjon 1 og 3 vil ikke bli påvirket av en trykkreduksjon, og i reaksjon 2 vil likevekten forskyves til venstre.

c) En temperaturøkning i reaksjon 2 og 3 vil medføre en forskyvning av likevekt til høyre, og i reaksjon 1 til venstre.

1.2. Situasjonsoppgaver №№ fra 7 til 21å konsolidere materialet (utfør i protokollnotisboken).

Oppgave nummer 8. Hvordan vil glukoseoksidasjonshastigheten i kroppen endre seg med en temperaturnedgang fra til hvis temperaturkoeffisienten til reaksjonshastigheten er 4?

Oppgave nummer 9.Bruk den omtrentlige van't Hoff-regelen, beregne hvor mye temperaturen må heves slik at reaksjonshastigheten øker med 80 ganger? Ta hastighetskoeffisienten lik 3.

Oppgave nummer 10. For å praktisk talt stoppe reaksjonen, brukes rask avkjøling av reaksjonsblandingen ("frysing av reaksjonen"). Bestem hvor mange ganger reaksjonshastigheten vil endre seg når reaksjonsblandingen avkjøles fra 40 til , hvis temperaturkoeffisienten for reaksjonen er 2,7.

Oppgave nummer 11. En isotop som brukes til å behandle visse svulster har en halveringstid på 8,1 dager. Etter hvilken tid vil innholdet av radioaktivt jod i pasientens kropp reduseres med 5 ganger?

Oppgave nummer 12. Hydrolyse av et eller annet syntetisk hormon (farmasøytisk) er en førsteordens reaksjon med en hastighetskonstant på 0,25 (). Hvordan vil konsentrasjonen av dette hormonet endre seg etter 2 måneder?

Oppgave nummer 13. Halveringstiden for radioaktivt stoff er 5600 år. I en levende organisme opprettholdes en konstant mengde på grunn av metabolisme. I restene av en mammut var innholdet fra originalen. Når levde mammuten?

Oppgave nummer 14. Halveringstiden til insektmiddelet (et plantevernmiddel som brukes til å kontrollere insekter) er 6 måneder. En viss mengde av det kom inn i reservoaret, hvor konsentrasjonen mol / l ble etablert. Hvor lang tid tar det før insektmiddelkonsentrasjonen synker til mol/l-nivået?

Oppgave nummer 15. Fett og karbohydrater oksideres med en merkbar hastighet ved en temperatur på 450 - 500 °, og i levende organismer - ved en temperatur på 36 - 40 °. Hva er årsaken til den kraftige nedgangen i temperaturen som kreves for oksidasjon?

Oppgave nummer 16. Hydrogenperoksid spaltes i vandige løsninger til oksygen og vann. Reaksjonen akselereres av både en uorganisk katalysator (ion) og en bioorganisk (katalaseenzym). Aktiveringsenergien til reaksjonen i fravær av en katalysator er 75,4 kJ/mol. Ionet reduserer det til 42 kJ/mol, og enzymet katalase reduserer det til 2 kJ/mol. Beregn forholdet mellom reaksjonshastighetene i fravær av en katalysator i tilfeller av nærvær av og katalase. Hvilken konklusjon kan man trekke om aktiviteten til enzymet? Reaksjonen fortsetter ved en temperatur på 27 °C.

Oppgave nummer 17 Dfor penicillin på walkie-talkie J/mol.

1.3. test spørsmål

1. Forklar hva begrepene betyr: reaksjonshastighet, hastighetskonstant?

2. Hvordan uttrykkes gjennomsnittlig og sann hastighet av kjemiske reaksjoner?

3. Hvorfor er det fornuftig å snakke om hastigheten på kjemiske reaksjoner bare for et gitt øyeblikk?

4. Formuler definisjonen av reversible og irreversible reaksjoner.

5. Definer masseaksjonens lov. Gjenspeiler ligningen som uttrykker denne loven reaksjonshastighetens avhengighet av reaktantenes natur?

6. Hvordan avhenger reaksjonshastigheten av temperaturen? Hva er aktiveringsenergien? Hva er aktive molekyler?

7. Hvilke faktorer bestemmer hastigheten på en homogen og heterogen reaksjon? Gi eksempler.

8. Hva er rekkefølgen og molekylæriteten til kjemiske reaksjoner? I hvilke tilfeller stemmer de ikke?

9. Hvilke stoffer kalles katalysatorer? Hva er mekanismen for akselererende virkning av en katalysator?

10. Hva er begrepet "katalysatorforgiftning"? Hvilke stoffer kalles hemmere?

11. Hva kalles kjemisk likevekt? Hvorfor kalles det dynamisk? Hvilke konsentrasjoner av reaktanter kalles likevekt?

12. Hva kalles den kjemiske likevektskonstanten? Avhenger det av de reagerende stoffene, deres konsentrasjon, temperatur, trykk? Hva er trekk ved den matematiske notasjonen for likevektskonstanten i heterogene systemer?

13. Hva er farmakokinetikken til legemidler?

14. Prosessene som skjer med legemidlet i kroppen er kvantitativt preget av en rekke farmakokinetiske parametere. Gi de viktigste.