مشكلة 336.
عند 150 درجة مئوية ، يكتمل بعض التفاعل خلال 16 دقيقة. أخذ معامل درجة حرارة معدل التفاعل يساوي 2.5 ، احسب المدة التي سينتهي بها هذا التفاعل إذا تم تنفيذه: أ) عند 20 0 درجة مئوية ؛ ب) عند 80 درجة مئوية.
المحلول:
وفقًا لقاعدة فانت هوف ، يتم التعبير عن اعتماد السرعة على درجة الحرارة بالمعادلة:
v t و k t - معدل وثابت معدل التفاعل عند درجة حرارة t ° C ؛ v (t + 10) و k (t + 10) نفس القيم عند درجة الحرارة (t + 10 0 C) ؛ - معامل درجة الحرارة لمعدل التفاعل ، الذي تقع قيمته بالنسبة لمعظم التفاعلات في نطاق 2-4.
أ) بالنظر إلى أن معدل التفاعل الكيميائي عند درجة حرارة معينة يتناسب عكسياً مع مدة مساره ، فإننا نستبدل البيانات الواردة في حالة المشكلة في صيغة تعبر عن قاعدة فانت هوف كمياً ، نحصل على :
ب) نظرًا لأن هذا التفاعل يتواصل مع انخفاض في درجة الحرارة ، فعند درجة حرارة معينة يكون معدل هذا التفاعل متناسبًا طرديًا مع مدة مساره ، فإننا نستبدل البيانات الواردة في حالة المشكلة في صيغة تعبر كميًا عن قاعدة فان هوف ، نحصل على:
إجابه: أ) عند 200 0 С t2 = 9.8 ثانية ؛ ب) عند 80 0 درجة مئوية t3 = 162 ساعة و 1 دقيقة و 16 ثانية.
مشكلة 337.
هل ستتغير قيمة معدل التفاعل بشكل ثابت: أ) عند استبدال محفز بآخر ؛ ب) عندما تتغير تركيزات المواد المتفاعلة؟
المحلول:
ثابت معدل التفاعل هو قيمة تعتمد على طبيعة المواد المتفاعلة ، وعلى درجة الحرارة وعلى وجود المحفزات ، ولا تعتمد على تركيز المواد المتفاعلة. يمكن أن تكون مساوية لمعدل التفاعل في الحالة التي تكون فيها تركيزات المواد المتفاعلة مساوية للوحدة (1 مول / لتر).
أ) عندما يتم استبدال أحد المحفزات بآخر ، فإن معدل تفاعل كيميائي معين سيتغير ، أو سيزداد. إذا تم استخدام محفز ، سيزداد معدل التفاعل الكيميائي ، وبالتالي ، ستزداد أيضًا قيمة ثابت معدل التفاعل. سيحدث أيضًا تغيير في قيمة ثابت معدل التفاعل عند استبدال محفز بآخر ، مما سيزيد أو ينقص معدل هذا التفاعل بالنسبة للمحفز الأصلي.
ب) عندما يتغير تركيز المواد المتفاعلة ، ستتغير قيم معدل التفاعل ، ولن تتغير قيمة ثابت معدل التفاعل.
مشكلة 338.
هل يعتمد التأثير الحراري للتفاعل على طاقة التنشيط؟ برر الجواب.
المحلول:
يعتمد التأثير الحراري للتفاعل فقط على الحالة الأولية والنهائية للنظام ولا يعتمد على المراحل الوسيطة للعملية. طاقة التنشيط هي الطاقة الزائدة التي يجب أن تمتلكها جزيئات المواد حتى يؤدي تصادمها إلى تكوين مادة جديدة. يمكن تغيير طاقة التنشيط برفع درجة الحرارة أو خفضها ، وخفضها أو زيادتها على التوالي. تقلل المحفزات طاقة التنشيط ، بينما تخفضها المثبطات.
وبالتالي ، فإن التغيير في طاقة التنشيط يؤدي إلى تغيير في معدل التفاعل ، ولكن ليس إلى تغيير في حرارة التفاعل. التأثير الحراري للتفاعل هو قيمة ثابتة ولا يعتمد على تغيير في طاقة التنشيط لتفاعل معين. على سبيل المثال ، يكون تفاعل تكوين الأمونيا من النيتروجين والهيدروجين هو:
هذا التفاعل طارد للحرارة ،> 0). يستمر التفاعل مع انخفاض في عدد مولات الجسيمات المتفاعلة وعدد مولات المواد الغازية ، مما يؤدي بالنظام من حالة أقل استقرارًا إلى حالة أكثر استقرارًا ، ويقل الانتروبيا ،< 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:
مشكلة 339.
لأي تفاعل ، مباشر أو عكسي ، تكون طاقة التنشيط أكبر إذا استمر التفاعل المباشر مع إطلاق الحرارة؟
المحلول:
الفرق بين طاقات التنشيط للتفاعلات المباشرة والعكسية يساوي التأثير الحراري: H \ u003d E a (pr.) - E a (arr.). يستمر هذا التفاعل مع إطلاق الحرارة ، أي طارد للحرارة ،< 0 Исходя из этого, энергия активации прямой реакции имеет меньшее значение, чем энергия активации обратной реакции:
هـ أ (على سبيل المثال)< Е а(обр.) .
إجابه:هـ أ (على سبيل المثال)< Е а(обр.) .
المشكلة 340.
كم مرة سيزداد معدل التفاعل عند 298 كلفن إذا انخفضت طاقة التنشيط بمقدار 4 كج / مول؟
المحلول:
دعونا نشير إلى انخفاض طاقة التنشيط بواسطة Ea ، وثوابت معدل التفاعل قبل وبعد انخفاض طاقة التنشيط ، على التوالي ، بواسطة k و k. وباستخدام معادلة أرهينيوس ، نحصل على:
E a هي طاقة التنشيط ، k و k "ثوابت معدل التفاعل ، T هي درجة الحرارة في K (298).
استبدال بيانات المشكلة في المعادلة الأخيرة ، والتعبير عن طاقة التنشيط بالجول ، نحسب الزيادة في معدل التفاعل:
إجابه: 5 مرات.
العوامل المؤثرة على مسار التفاعل
في جسم الإنسان ، تحدث آلاف التفاعلات الأنزيمية في خلية حية. ومع ذلك ، في سلسلة عمليات متعددة المراحل ، يكون الفرق بين معدلات التفاعلات الفردية كبيرًا جدًا. وهكذا ، فإن تركيب جزيئات البروتين في الخلية مسبوق بمرحلتين أخريين على الأقل: تخليق نقل الحمض النووي الريبي وتخليق الريبوسومات. لكن الوقت الذي يتضاعف فيه تركيز جزيئات الحمض النووي الريبي هو 1.7 دقيقة ، وجزيئات البروتين - 17 دقيقة ، والريبوزومات - 170 دقيقة. معدل العملية الكلية للمرحلة البطيئة (المحددة) ، في مثالنا ، معدل تخليق الريبوسوم. يوفر وجود تفاعل محدود موثوقية ومرونة عالية في التحكم في آلاف التفاعلات التي تحدث في الخلية. يكفي أن تبقى تحت الملاحظة وأن تنظم فقط أبطأ منها. تسمى هذه الطريقة للتحكم في معدل التوليف متعدد المراحل بالمبدأ الأدنى. إنه يسمح بتبسيط نظام التنظيم الذاتي في الخلية وجعله أكثر موثوقية.
تصنيفات التفاعلات المستخدمة في الخواص الحركية: التفاعلات ، المتجانسة ، غير المتجانسة والمتجانسة الدقيقة ؛ تفاعلات بسيطة ومعقدة (متوازية ، متسلسلة ، مترافقة ، متسلسلة). جزيئية الفعل الأولي للتفاعل. المعادلات الحركية. ترتيب رد الفعل. نصف الحياة
تفاعلات متجانسة -
يتم تحديد جزيئية التفاعل من خلال عدد الجزيئات التي تدخل في تفاعل كيميائي في الفعل الأولي للتفاعل. على هذا الأساس ، تنقسم التفاعلات إلى جزيء أحادي الجزيء وثنائي الجزيء وثلاثي الجزيئي.
ثم تكون التفاعلات من النوع أ -> ب أحادية الجزيء ، على سبيل المثال:
أ) C 16 H 34 (t ° C) -> C g H 18 + C 8 H 16 - تفاعل تكسير الهيدروكربون ؛
ب) CaC0 3 (t ° C) -> CaO + C0 2 - التحلل الحراري لكربونات الكالسيوم.
ردود الفعل مثل A + B -> C أو 2A -> C - ثنائية الجزيئية ، على سبيل المثال:
أ) C + 0 2 -> C0 2 ؛ ب) 2Н 2 0 2 -> 2Н 2 0 + 0 2 إلخ.
يتم وصف التفاعلات الجزيئية بواسطة معادلات عامة من النوع:
أ) أ + ب + ج د ؛ ب) 2 أ + ب د ؛ ج) 3 أ د.
على سبيل المثال: أ) 2Н 2 + 0 2 2Н 2 0 ؛ ب) 2NO + H 2 N 2 0 + H 2 0.
سيتم التعبير عن معدل التفاعل اعتمادًا على الجزيئية بواسطة المعادلات: أ) V = k C A - للتفاعل أحادي الجزيء ؛ ب) V \ u003d إلى C A C in أو c) V \ u003d إلى C 2 A - للتفاعل ثنائي الجزيء ؛ د) V \ u003d k C C في C e) V \ u003d k C 2 A C in أو e) V \ u003d k C 3 A - للتفاعل الجزيئي.
الجزيئية هي عدد الجزيئات التي تتفاعل في فعل كيميائي أولي واحد.
غالبًا ما يكون من الصعب تحديد الجزيئية للتفاعل ، لذلك يتم استخدام علامة أكثر رسمية - ترتيب التفاعل الكيميائي.
ترتيب التفاعل يساوي مجموع أسس التركيزات في المعادلة التي تعبر عن اعتماد معدل التفاعل على تركيز المواد المتفاعلة (المعادلة الحركية).
غالبًا لا يتطابق ترتيب التفاعل مع الجزيئية نظرًا لحقيقة أن آلية التفاعل ، أي "الفعل الأولي" للتفاعل (انظر تعريف علامة الجزيئية) ، يصعب تحديدها.
تأمل في عدد من الأمثلة التي توضح هذا الموقف.
1. يتم وصف معدل انحلال البلورات بواسطة معادلات الخواص الحركية من الدرجة الصفرية ، على الرغم من الطبيعة الجزيئية الأحادية للتفاعل: AgCl (TB) -> Ag + + CI "، V = k C (AgCl (TB p = k "C (AgCl (ra)) - p - كثافة وهي قيمة ثابتة ، أي أن معدل الذوبان لا يعتمد على كمية (تركيز) المادة المذابة.
2. تفاعل التحلل المائي للسكروز: CO + H 2 0 -> C 6 H 12 0 6 (الجلوكوز) + C 6 H 12 0 6 (الفركتوز) هو تفاعل ثنائي الجزيء ، لكن حركته موصوفة بواسطة حركية من الدرجة الأولى المعادلة: V \ u003d k * C cax ، لأنه في ظل الظروف التجريبية ، بما في ذلك في الجسم ، يكون تركيز الماء قيمة ثابتة С (2 0) - const.
3. 
تفاعل تحلل بيروكسيد الهيدروجين ، الذي يبدأ بمشاركة المحفزات ، كل من الأيونات غير العضوية Fe 3+ و Cu 2+ من البلاتين المعدني والإنزيمات البيولوجية ، مثل الكاتلاز ، له الشكل العام:
2H 2 0 2 - \ u003e 2H 2 0 + O e ، أي ثنائي الجزيء.
اعتماد معدل التفاعل على التركيز. المعادلات الحركية لتفاعلات الأوامر الأولى والثانية والصفر. الطرق التجريبية لتحديد معدل ومعدل التفاعلات الثابتة.
اعتماد معدل التفاعل على درجة الحرارة. حكم Van't Hoff. معامل درجة حرارة معدل التفاعل وخصائصه للعمليات البيوكيميائية.
γ هو معامل درجة حرارة معدل التفاعل.
المعنى المادي لقيمة γ هو أنها توضح عدد المرات التي يتغير فيها معدل التفاعل مع تغير درجة الحرارة كل 10 درجات.
15. مفهوم نظرية الاصطدام النشط. ملف الطاقة للتفاعل ؛ طاقة التفعيل؛ معادلة أرهينيوس. دور العامل الفراغي. مفهوم نظرية الحالة الانتقالية.
يتم وصف العلاقة بين ثابت المعدل وطاقة التنشيط ودرجة الحرارة بواسطة معادلة أرهينيوس: k T \ u003d k 0 * Ae ~ E / RT ، حيث k t و k 0 هما ثوابت المعدل عند درجة الحرارة T و T e e هي قاعدة اللوغاريتم الطبيعي ، A هو العامل الفراغي.
يحدد العامل الفراغي A احتمال تصادم جسيمين متفاعلين في المركز النشط للجزيء. هذا العامل مهم بشكل خاص للتفاعلات الكيميائية الحيوية مع البوليمرات الحيوية. في التفاعلات الحمضية القاعدية ، يجب أن يتفاعل أيون H + مع مجموعة الكربوكسيل الطرفية - COO. ومع ذلك ، لن يؤدي كل تصادم بين H + أيون مع جزيء بروتين إلى هذا التفاعل. فقط تلك التصادمات التي تتم مباشرة عند ستكون نقاط الجزيئات الكبيرة فعالة تسمى المراكز النشطة.
ويترتب على معادلة أرهينيوس أنه كلما زاد معدل ثابت ، انخفضت طاقة التنشيط E ودرجة الحرارة T للعملية.
يزداد معدل التفاعلات الكيميائية مع زيادة درجة الحرارة. يمكن تقدير الزيادة في معدل التفاعل مع درجة الحرارة باستخدام قاعدة van't Hoff. وفقًا للقاعدة ، تؤدي زيادة درجة الحرارة بمقدار 10 درجات إلى زيادة ثابت معدل التفاعل بمقدار 2-4 مرات:
لا يتم تنفيذ هذه القاعدة في درجات الحرارة العالية ، عندما يتغير ثابت المعدل مع درجة الحرارة.
تسمح لك قاعدة Van't Hoff بتحديد تاريخ انتهاء صلاحية الدواء بسرعة. تؤدي زيادة درجة الحرارة إلى زيادة معدل تحلل الدواء. هذا يقصر الوقت لتحديد تاريخ انتهاء صلاحية الدواء.
تتكون الطريقة من حقيقة أن الدواء يتم الاحتفاظ به عند درجة حرارة مرتفعة T لفترة زمنية معينة ، يتم العثور على كمية الدواء المتحلل م وإعادة حسابها لدرجة حرارة تخزين قياسية تبلغ 298 كلفن. بالنظر إلى عملية تحلل الدواء كتفاعل من الدرجة الأولى ، يتم التعبير عن المعدل عند درجة الحرارة المختارة T و T = 298K:
بالنظر إلى أن كتلة الدواء المتحلل هي نفسها لظروف التخزين القياسية والحقيقية ، يمكن التعبير عن معدلات التحلل بواسطة المعادلات:
بافتراض أن T = 298 + 10n ، حيث n = 1،2،3 ...
احصل على التعبير النهائي عن العمر الافتراضي للدواء في ظل الظروف القياسية 298 كلفن:
نظرية الاصطدامات النشطة. طاقة التفعيل. معادلة أرهينيوس. العلاقة بين معدل التفاعل وطاقة التنشيط.
صاغ س. أرينيوس نظرية الاصطدامات النشطة في عام 1889. تستند هذه النظرية إلى فكرة أنه من أجل حدوث تفاعل كيميائي ، من الضروري حدوث تصادم بين جزيئات المواد الأولية ، ويتم تحديد عدد التصادمات من خلال شدة الحركة الحرارية للجزيئات ، أي حسب درجة الحرارة. لكن ليس كل تصادم للجزيئات يؤدي إلى تحول كيميائي: فقط الاصطدام النشط هو الذي يؤدي إليه.
التصادمات النشطة هي تصادمات تحدث ، على سبيل المثال ، بين الجزيئات A و B بكمية كبيرة من الطاقة. يُطلق على الحد الأدنى من الطاقة التي يجب أن تمتلكها جزيئات المواد الأولية حتى يكون تصادمها نشطًا حاجز الطاقة للتفاعل.
طاقة التنشيط هي الطاقة الزائدة التي يمكن توصيلها أو نقلها إلى مول واحد من مادة ما.
تؤثر طاقة التنشيط بشكل كبير على قيمة ثابت معدل التفاعل واعتماده على درجة الحرارة: فكلما زادت قيمة Ea ، كلما انخفض ثابت المعدل وزاد تأثير التغير في درجة الحرارة عليه.
يرتبط ثابت معدل التفاعل بطاقة التنشيط بعلاقة معقدة موصوفة في معادلة أرهينيوس:
ك = Ae – Ea / RT، حيث A هو عامل ما قبل الأسي ؛ Ea هي طاقة التنشيط ، R هي ثابت الغاز العالمي يساوي 8.31 j / mol ؛ T هي درجة الحرارة المطلقة؛
البريد هو أساس اللوغاريتمات الطبيعية.
ومع ذلك ، فإن ثوابت معدل التفاعل الملحوظ بشكل عام أصغر بكثير من تلك المحسوبة باستخدام معادلة أرهينيوس. لذلك ، يتم تعديل معادلة ثابت معدل التفاعل على النحو التالي:
(ناقص قبل الكسر الكامل)
يتسبب المضاعف في اختلاف الاعتماد على درجة حرارة ثابت المعدل عن معادلة أرهينيوس. نظرًا لأن طاقة تنشيط Arrhenius تُحسب على أنها ظل منحدر الاعتماد اللوغاريتمي لمعدل التفاعل على درجة الحرارة المتبادلة ، ففعل الشيء نفسه مع المعادلة ، نحن نحصل:
ملامح ردود الفعل غير المتجانسة. معدل التفاعلات غير المتجانسة والعوامل التي تحددها. المناطق الحركية والانتشار للعمليات غير المتجانسة. أمثلة على التفاعلات غير المتجانسة التي تهم الصيدلة.
التفاعلات غير المتجانسة ، كيمياء. التفاعلات التي تنطوي على مواد في التحلل. المراحل وتشكل معًا نظامًا غير متجانس. التفاعلات النموذجية غير المتجانسة: الحرارية. تحلل الأملاح لتشكيل منتجات غازية وصلبة (على سبيل المثال ، CaCO3 -> CaO + CO2) ، اختزال أكاسيد المعادن بالهيدروجين أو الكربون (على سبيل المثال ، PbO + C -> Pb + CO) ، انحلال المعادن في الأحماض (على سبيل المثال ، Zn + + H2SO4 -> ZnSO4 + H2) ، التفاعل. الكواشف الصلبة (A12O3 + NiO -> NiAl2O4). في فئة خاصة ، يتم تمييز التفاعلات التحفيزية غير المتجانسة التي تحدث على سطح المحفز ؛ في هذه الحالة ، قد لا تكون المواد المتفاعلة والمنتجات في مراحل مختلفة. الاتجاه ، في التفاعل N2 + + 3H2 -> 2NH3 الذي يحدث على سطح محفز الحديد ، تكون المواد المتفاعلة ومنتج التفاعل في الطور الغازي وتشكل نظامًا متجانسًا.
ترجع ميزات التفاعلات غير المتجانسة إلى مشاركة المراحل المكثفة فيها. هذا يجعل من الصعب خلط ونقل المواد المتفاعلة والمنتجات ؛ تفعيل جزيئات الكاشف على الواجهة ممكن. يتم تعريف حركية أي تفاعل غير متجانس على أنه معدل المادة الكيميائية نفسها. عمليات التحويل وعمليات النقل (الانتشار) اللازمة لتجديد استهلاك المواد المتفاعلة وإزالة نواتج التفاعل من منطقة التفاعل. في حالة عدم وجود عوائق الانتشار ، يكون معدل التفاعل غير المتجانس متناسبًا مع حجم منطقة التفاعل ؛ هذا هو اسم معدل التفاعل المحدد المحسوب لكل وحدة سطح (أو حجم) من التفاعل. المناطق ، لا تتغير في الوقت المناسب ؛ بالنسبة لردود الفعل البسيطة (أحادية الخطوة) ، يمكن أن تكون كذلك تحدد على أساس التمثيل الجماهيري للقانون. لا يتم استيفاء هذا القانون إذا كان انتشار المواد يسير ببطء أكثر من المواد الكيميائية. منطقة؛ في هذه الحالة ، يتم وصف المعدل الملحوظ للتفاعل غير المتجانس بواسطة معادلات حركية الانتشار.
معدل التفاعل غير المتجانس هو كمية المادة التي تدخل في تفاعل أو تتشكل أثناء تفاعل لكل وحدة زمنية لكل وحدة مساحة من سطح الطور.
العوامل المؤثرة في معدل التفاعل الكيميائي:
طبيعة المتفاعلات
تركيز الكواشف
درجة الحرارة،
وجود محفز.
Vheterog = Δp (S t) ، حيث Vheterog هو معدل التفاعل في نظام غير متجانس ؛ ن هو عدد مولات أي من المواد الناتجة عن التفاعل ؛ V هو حجم النظام ؛ ر - الوقت S هي مساحة سطح المرحلة التي يستمر فيها التفاعل ؛ Δ - علامة الزيادة (Δp = p2 - p1 ؛ t = t2 - t1).
يعتمد معدل التفاعل الكيميائي على درجة الحرارة ، ومع ارتفاع درجة الحرارة ، يزداد معدل التفاعل. أوضح العالم الهولندي فانت هوف أنه عندما ترتفع درجة الحرارة بمقدار 10 درجات ، فإن معدل معظم التفاعلات يزيد بمقدار 2-4 مرات ؛
VT 2 = VT 1 * y (T2-T1) / 10
حيث VT 2 و VT 1 هي معدلات التفاعل عند درجات الحرارة T 2 و T 1 ؛ y هو معامل درجة الحرارة لمعدل التفاعل ، والذي يوضح عدد مرات زيادة معدل التفاعل مع زيادة درجة الحرارة بمقدار 10 كلفن.
عند تركيز المادة المتفاعلة 1 مول / لتر ، يكون معدل التفاعل مساويًا عدديًا لمعدل ثابت k. ثم توضح المعادلة أن ثابت المعدل يعتمد على درجة الحرارة بنفس طريقة معدل العملية.
3. اكتب متغيرًا من تفاعل الإزالة (الإزالة) مع إطلاق هاليد الهيدروجين.
C 2 H 5 Cl \ u003d C 2 H 4 + HCl
رقم التذكرة 4
1. ما هي "الكتلة الذرية" و "الكتلة الجزيئية" و "جزيء المادة" وما الذي يؤخذ كوحدة كتلة ذرية (amu)؟
الكتلة الذرية - كتلة الذرة بوحدات الكتلة الذرية (amu). لكل وحدة أ. تم قبول 1/12 من كتلة نظير الكربون 12.
a.u.m. \ u003d 1/12 م 12 6 C \ u003d 1.66 * 10 -24
الوزن الجزيئي - الكتلة المولية للمركب ، المشار إليها 1/12 من الكتلة المولية لذرة كربون -12.
MOLE - كمية مادة تحتوي على نفس عدد الجسيمات أو الوحدات الهيكلية (الذرات ، الأيونات ، الجزيئات ، الجذور ، الإلكترونات ، المكافئات ، إلخ) كما في 12 أ. كربون نظير كربون -12.
معادلة زيادة معدل التفاعل في وجود عامل حفاز.
يمكنك تغيير قيمة Ea (طاقة التنشيط) باستخدام المحفزات. المواد التي تشارك ، ولكن لا تستهلك في عملية التفاعل ، تسمى المحفزات. هذه الظاهرة نفسها تسمى الحفز. يتم تحديد الزيادة في معدل التفاعل في وجود محفز بواسطة الصيغة
اعتمادًا على ما إذا كان المحفز في نفس المرحلة مثل المواد المتفاعلة أو يشكل طورًا مستقلًا ، يتحدث المرء عن تحفيز متجانس أو غير متجانس. آلية العمل التحفيزي بالنسبة لهم ليست هي نفسها ، ومع ذلك ، في كلتا الحالتين ، يتم تسريع التفاعل بسبب انخفاض في Ea. هناك عدد من المحفزات المحددة - مثبطات تقلل من معدل التفاعل.
أين هي معلمات العملية التحفيزية ، V ، k ، E-non-catalytic process.
اكتب تفاعلات احتراق المواد غير العضوية المحتوية على الكربون في الأكسجين ، مع الإشارة إلى العامل المؤكسد وعامل الاختزال ، وكذلك حالات أكسدة الكربون قبل التفاعل وبعده.
ج- عامل الاختزال ، عملية الأكسدة
O - عامل مؤكسد ، عملية الاختزال
رقم التذكرة 5
1. ما هي "الكهربية" و "التكافؤ" و "حالة الأكسدة" لعنصر ما وما هي القواعد الأساسية لتحديدها؟
حالة الأكسدة - الشحنة المشروطة لذرة عنصر ، يتم الحصول عليها بافتراض أن المركب يتكون من أيونات. يمكن أن يكون موجبًا أو سالبًا أو صفرًا أو كسريًا ويُشار إليه برقم عربي بعلامة "+" أو "-" في شكل الفهرس الأيمن العلوي لرمز العنصر: C 1- ، O 2- ، H + ، Mg 2+ ، N 3- ، N 5+ ، Cr 6+.
لتحديد حالة الأكسدة (s. o.) لعنصر في مركب (أيون) ، يتم استخدام القواعد التالية:
1 في المواد البسيطة (H2 ، S8 ، P4) ص. حول. يساوي صفر.
2 ثابت ص. حول. تحتوي على عناصر قلوية (E +) وأرض قلوية (E2 +) ، بالإضافة إلى الفلور P-.
3 الهيدروجين في معظم المركبات له s. حول. H + (H2O ، CH4 ، HC1) ، في الهيدرات - H- (-NaH ، CaH2) ؛ مع. حول. الأكسجين ، كقاعدة عامة ، يساوي -2 (O2-) ، في البيروكسيدات (-O-O-) - 1 (O-).
4 في المركبات الثنائية غير الفلزية ، سالب ص. حول. المخصصة للعنصر على اليمين).
5 مجموع جبري ص. حول. الجزيء صفر ، أيون - شحنته.
إن قدرة الذرة على ربط أو استبدال عدد معين من الذرات الأخرى تسمى VALENCE. مقياس التكافؤ هو عدد ذرات الهيدروجين أو الأكسجين المرتبطة بعنصر ما ، بشرط أن يكون الهيدروجين واحدًا والأكسجين ثنائي التكافؤ.
مع ارتفاع درجة الحرارة ، يزداد معدل العملية الكيميائية عادةً. في عام 1879 ، صاغ العالم الهولندي ج.فانت هوف قاعدة تجريبية: مع زيادة درجة الحرارة بمقدار 10 كلفن ، يزداد معدل معظم التفاعلات الكيميائية بمقدار 2-4 مرات.
تدوين رياضي للقاعدة فانت هوف:
γ 10 \ u003d (ك ر + 10) / ك ر، حيث k t هو معدل ثابت للتفاعل عند درجة الحرارة T ؛ k t + 10 - ثابت معدل التفاعل عند درجة حرارة T + 10 ؛ γ 10 - معامل درجة حرارة Van't Hoff. تتراوح قيمته من 2 إلى 4. بالنسبة للعمليات الكيميائية الحيوية ، يختلف γ 10 من 7 إلى 10.
تستمر جميع العمليات البيولوجية في نطاق درجة حرارة معينة: 45-50 درجة مئوية. درجة الحرارة المثلى هي 36-40 درجة مئوية. في جسم الحيوانات ذوات الدم الحار ، يتم الحفاظ على درجة الحرارة ثابتة بسبب التنظيم الحراري للنظام الحيوي المقابل. عند دراسة النظم الحيوية ، يتم استخدام معاملات درجة الحرارة γ 2 ، γ 3 ، γ 5. للمقارنة ، يتم إحضارهم إلى 10.
يمكن تمثيل اعتماد معدل التفاعل على درجة الحرارة ، وفقًا لقاعدة van't Hoff ، بالمعادلة:
V 2 / V 1 \ u003d γ ((T 2 -T 1) / 10)
طاقة التفعيل.لا يمكن تفسير الزيادة الكبيرة في معدل التفاعل مع زيادة درجة الحرارة فقط من خلال زيادة عدد الاصطدامات بين جزيئات المواد المتفاعلة ، لأنه وفقًا للنظرية الحركية للغازات ، فإن عدد التصادمات يزيد قليلاً مع زيادة درجة الحرارة. يتم تفسير الزيادة في معدل التفاعل مع زيادة درجة الحرارة من خلال حقيقة أن التفاعل الكيميائي لا يحدث مع أي تصادم لجسيمات المواد المتفاعلة ، ولكن فقط مع اجتماع الجسيمات النشطة التي لديها الطاقة الزائدة اللازمة في لحظة الاصطدام.
تسمى الطاقة المطلوبة لتحويل الجسيمات غير النشطة إلى جسيمات نشطة طاقة التنشيط (Ea). طاقة التنشيط - الطاقة الزائدة ، مقارنة بمتوسط القيمة ، لدخول المواد المتفاعلة في التفاعل عند الاصطدام. يتم قياس طاقة التنشيط بالكيلوجول لكل مول (كيلوجول / مول). عادة ما يكون E من 40 إلى 200 كيلوجول / مول.
يظهر مخطط الطاقة للتفاعلات الطاردة للحرارة والحرارة في الشكل. 2.3 لأي عملية كيميائية ، من الممكن التمييز بين الحالات الأولية والمتوسطة والنهائية. في الجزء العلوي من حاجز الطاقة ، تكون المتفاعلات في حالة وسيطة تسمى المركب النشط ، أو الحالة الانتقالية. الفرق بين طاقة المركب النشط والطاقة الأولية للكواشف هو Ea ، والفرق بين طاقة نواتج التفاعل والمواد الأولية (الكواشف) هو ΔН ، حرارة التفاعل. طاقة التنشيط ، على عكس ΔH ، هي دائمًا قيمة موجبة. بالنسبة للتفاعل الطارد للحرارة (الشكل 2.3 ، أ) ، توجد المنتجات عند مستوى طاقة أقل من المواد المتفاعلة (Ea< ΔН).
|
Ea هو العامل الرئيسي الذي يحدد معدل التفاعل: إذا كانت Ea> 120 kJ / mol (حاجز طاقة أعلى ، عدد أقل من الجسيمات النشطة في النظام) ، يكون التفاعل بطيئًا ؛ والعكس صحيح ، إذا Ea< 40 кДж/моль, реакция осуществляется с большой скоростью.
بالنسبة للتفاعلات التي تتضمن جزيئات حيوية معقدة ، يجب على المرء أن يأخذ في الاعتبار حقيقة أنه في المركب النشط الذي يتكون أثناء تصادم الجسيمات ، يجب أن تكون الجزيئات موجهة في الفضاء بطريقة معينة ، حيث أن منطقة التفاعل من الجزيء هي فقط التي تخضع للتحول ، وهو صغير بالنسبة لحجمه.
إذا كانت ثوابت المعدل k 1 و k 2 معروفة عند درجات الحرارة T 1 و T 2 ، فيمكن حساب قيمة Ea.
في العمليات الكيميائية الحيوية ، تكون طاقة التنشيط أقل بمقدار 2-3 مرات من الطاقة غير العضوية. في نفس الوقت ، فإن Ea للتفاعلات التي تنطوي على مواد غريبة ، xenobiotics ، يتجاوز بشكل كبير Ea للعمليات الكيميائية الحيوية التقليدية. هذه الحقيقة هي الحماية الحيوية الطبيعية للنظام من تأثير المواد الغريبة ، أي تحدث التفاعلات الطبيعية للجسم في ظل ظروف مواتية مع انخفاض Ea ، وبالنسبة للتفاعلات الأجنبية ، يكون Ea مرتفعًا. هذا حاجز جيني يميز إحدى السمات الرئيسية لمسار العمليات الكيميائية الحيوية.