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 kiirus keemiline reaktsioon antud temperatuuril on pöördvõrdeline selle esinemise kestusega, asendame probleemipüstituses 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- see on üleliigne 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 eksotermiline, > 0). Reaktsioon kulgeb reageerivate osakeste moolide arvu ja moolide arvu vähenemisega gaasilised ained, mis viib süsteemi vähem stabiilsest olekust stabiilsemasse, entroopia väheneb,< 0. Данная реакция в обычных условиях не протекает (она возможна только при достаточно madalad temperatuurid). Katalüsaatori juuresolekul aktivatsioonienergia väheneb ja reaktsioonikiirus suureneb. Kuid nii enne katalüsaatori kasutamist kui ka selle juuresolekul reaktsiooni termiline efekt ei muutu, reaktsioonil on vorm:
Ülesanne 339.
Millise reaktsiooni korral on otsene või vastupidine - aktiveerimisenergia on suurem, kui see on otsene reaktsioon on käimas soojuseraldusega?
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.
Van't Hoffi reegel:
Kui temperatuur tõuseb 10 kraadi võrra, suureneb homogeense keemilise reaktsiooni kiirus 2-4 korda.
kus V2 on reaktsiooni kiirus temperatuuril T2, V1 on reaktsiooni kiirus temperatuuril T1, on reaktsiooni temperatuurikoefitsient (kui see on võrdne näiteks 2-ga, suureneb reaktsiooni kiirus 2 korda, kui temperatuur tõuseb 10 kraadi).
Van't Hoffi võrrandist temperatuuri koefitsient arvutatakse valemiga:
Aktiivsete kokkupõrgete teooria üldistab seaduspärasusi keemilise reaktsiooni kiiruse sõltuvus temperatuurist:
1. Mitte kõik molekulid ei saa reageerida, vaid ainult need, mis on erilises aktiivses olekus
2.Molekuli aktiveerumine toimub biomolekulaarse kokkupõrke tagajärjel.
3. Ligikaudu ühesuguse energiahulgaga osakeste põrkumisel toimub selle ümberjaotumine, mille tulemusena saavutab ühe molekuli energia aktivatsioonienergiale vastava väärtuse.
4. Temperatuuri mõju reaktsioonikiirusele: tavaliste ja aktiivsete molekulide vahelise tasakaalu nihkumine esimese kontsentratsiooni suurenemise suunas.
Reaktsiooni energiaprofiil (sõltuvusgraafik potentsiaalne energia reaktsiooni koordinaadist)
Aktiveerimisenergia Ea- minimaalne lisaenergia, mis tuleb molekulile anda üle selle keskmise väärtuse, et keemiline reaktsioon saaks võimalikuks. interaktsiooni.
Arrheniuse võrrand määrab keemilise reaktsiooni kiiruskonstandi k sõltuvuse temperatuurist T.
Siin A iseloomustab reageerivate molekulide kokkupõrgete sagedust, R on universaalne gaasikonstant.
7. Katalüüs. Homogeenne ja heterogeenne katalüüs. Ensüümide katalüütilise aktiivsuse tunnused. katalüüs- keemiliste reaktsioonide kiiruse muutus ainete juuresolekul, mis pärast reaktsiooni lõppu jäävad vormilt ja koguselt muutumatuks. Reaktsioonikiiruse suurenemist nimetatakse positiivne katalüüs, vähenemine - negatiivne katalüüs (või inhibeerimine). Katalüsaatorid nimetage positiivset katalüüsi põhjustavaid aineid; ained, mis aeglustavad reaktsioone - inhibiitorid. On homogeenne ja heterogeenne katalüüs. Vesilahuses dikromaadi ioonide juuresolekul vesinikperoksiidi disproportsiooni reaktsiooni kiirendamine on homogeense katalüüsi näide (katalüsaator moodustab reaktsiooniseguga ühe faasi) ja mangaan(IV)oksiidi juuresolekul. heterogeense katalüüsiga (vesinikperoksiidi vesilahus - vedel faas, mangaanoksiid - kõva). Biokeemiliste reaktsioonide katalüsaatorid on oma olemuselt valgud ja neid nimetatakse ensüümid. Ensüümid erinevad tavalistest katalüsaatoritest mitme tunnuse poolest: 1) neil on oluliselt suurem katalüütiline efektiivsus; 2)kõrge spetsiifilisus, s.t. tegevuse selektiivsus; 3) paljudel ensüümidel on katalüütiline aktiivsus ainult ühe substraadi suhtes; 4) ensüümid eksponeerivad maksimaalne efektiivsus ainult kergetes tingimustes, mida iseloomustab väike temperatuuride ja pH väärtuste vahemik Ensüümi aktiivsus = nulljärku reaktsioonikiirus. 8. Keemiline tasakaal. Reaktsiooni suunas pöörduv ja pöördumatu. Keemiline tasakaal: dünaamiline olek, mille korral edasi- ja tagasireaktsiooni kiirused on võrdsed. Tasakaalukonstant: konstantsete välistingimuste korral tasakaalus on produktide kontsentratsioonide korrutise ja reaktiivi kontsentratsioonide korrutise suhe, võttes arvesse stöhhiomeetriat, konstantne väärtus, mis ei sõltu keemiline koostis süsteemid. Kc on standardse Gibbsi E-ga seotud suhtega: Le Chatelier' põhimõte: mis tahes teguri (t, c, p) mõju tasakaalusüsteemile stimuleerib tasakaalu nihet suunas, mis aitab taastada süsteemi algsed omadused. Termodünaamilised tasakaalutingimused: G2-G1 = 0S2-S1 = 0 Pööratav suund: etteantud tingimustes spontaanselt nii edasi- kui tagasisuunas voolav .Täitmise tingimused: - halvasti lahustuv sade - gaas - kergelt dissotsieeruv aine (vesi) - stabiilne kompleksühend Pöördumatu linnaosa: antud tingimustel voolab ühes suunas. Keemilise tasakaalu asend sõltub järgmistest reaktsiooniparameetritest: temperatuur, rõhk ja kontsentratsioon. Nende tegurite mõju keemilisele reaktsioonile sõltub muster, mis väljendus üldine vaade aastal 1884 prantsuse teadlase Le Chatelier' poolt. Le Chatelier' põhimõtte kaasaegne sõnastus on järgmine:
9. Vee ja lahuste roll elus. Lahustumise termodünaamika.Lahendus on kahe või enama aine muutuva koostisega homogeenne süsteem, mis on tasakaalus. Klassifikatsioon: 1) peatamine(jäme dispergeeritud süsteem): suspensioonid (tahke vedelikus) ja emulsioonid (vedelik vedelikus) 2) kolloidid, soolid(peeneks hajutatud süsteemid). Lahenduste väärtus elus: paljud keemilised protsessid toimuvad ainult tingimusel, et neis osalevad ained on lahustunud olekus. Olulisemad bioloogilised vedelikud (veri, lümf, uriin, sülg, higi) on soolade, valkude, süsivesikute, lipiidide lahused vees. Toidu imendumine on seotud toitainete üleminekuga lahustunud olekusse. Biokeemilised reaktsioonid elusorganismides toimuvad lahustes. Biovedelikud osalevad toitainete (rasvad, aminohapped, hapnik) transpordis, ravimid elunditele ja kudedele, samuti metaboliitide eemaldamisel organismist. Keha vedelas keskkonnas püsib happesus, soolade kontsentratsioon ja orgaaniline aine(kontsentratsiooni homöostaas). Kõige tavalisem lahusti meie planeedil on vesi. Vee omadused: selle soojusmahtuvus ületab kõik ained; ebanormaalne käitumine jahtumisel - vesi muutub tihedamaks, hakkab vajuma, seejärel tõuseb (kõik muud ained vajuvad tihendamisel); võib sublimeerida (vee sublimatsioon) - sublimatsioon (teatud tingimustel võib jää muutuda auruks, ilma et see muutuks vedel vesi, st. ilma sulamata); vesi lahustab kõik ained (ainus küsimus on, kui palju?); vee kõrge dielektriline konstant (väärtus, mis näitab, mitu korda on kahe laengu vastasmõju antud aines väiksem kui vaakumis); kõrge kriitiline temperatuur; vesi on amfolüüt (mitte hape, mitte alus); osaleb keha polümeersete struktuuride loomises (valgud, lipiidid...); alus membraani transport. Lahustumise termodünaamika: termodünaamika 2. seaduse järgi kl p, T = konst ained võivad iseeneslikult lahustuda mis tahes lahustis, kui selle protsessi tulemusena süsteemi Gibbsi energia väheneb, s.t. . G=(H - T S)<0 . (H- entalpia tegur, T S-lahustumise entroopia tegur). Vedelate ja tahkete ainete lahustamisel S>0. Gaaside lahustamisel vedelikus S<0. Entalpia muutus on entalpia muutuse algebraline summa H kr kristallvõre hävimise ja entalpia muutumise tagajärjel H sol lahustiosakeste poolt lahustumise tõttu H dist = H kr +H Sol . Kui gaasid lahustuvad, entalpia H cr = 0, sest pole vaja kulutada energiat kristallvõre hävitamisele. Lahustumisel võib toimuda nii entroopia kui ka entalpia muutus. 10 . Ideaalne lahendus- segunemise entalpia on 0 (süsivesinike homogeensed segud; hüpoteetiline lahendus, kus kõik molekulidevahelised vastasmõjujõud on võrdsed.) Lahustuvuskonstant ehk PR- see on vähelahustuva elektrolüüdi ioonide kontsentratsioonide korrutis küllastunud lahuses antud temperatuuril - konstantne väärtus BaCO 3 = Ba + CO 3, Ks=Tingimused lahustumiseks ja sademete tekkeks Sadestumine ja lahustumine on elektrolüüdi lahuses toimuvad vahetusreaktsioonid ---1) Elektrolüüt sadestub, kui selle ioonide kontsentratsiooni korrutis lahuses on suurem kui lahustuvuskonstant c(Ba)*c(CO 3)>Kpr 2) Selle sade lahustub, kui kõik vastupidi 11. Lahuste koligatiivsed omadused. Lahuste kolligatiivsed omadused- need on omadused, mis antud tingimustel osutuvad võrdseteks ja sõltumatuteks keemiline olemus lahustunud aine; lahenduste omadused, mis sõltuvad ainult kineetiliste ühikute arvust ja nende soojusliikumisest. Raoult' seadus ja selle tagajärg- Vedelikuga tasakaalus olevat auru nimetatakse küllastunud. Sellise auru rõhku puhta lahusti kohal (p0) nimetatakse küllastunud auru rõhuks või puhta lahusti rõhuks. Mittelenduvat lahustunud ainet sisaldava lahuse aururõhk on otseselt võrdeline lahusti mooliosaga lahuses: p = p0 · χр-л, kus p on aururõhk lahuse kohal, PA;p0 on aururõhk üle puhta lahusti;χр-л on lahusti mooliosa Elektrolüütide lahuste puhul kasutatakse võrrandi pisut erinevat vormi, mis võimaldab lisage sellele isotooniline koefitsient: Δp = i · p0 · χв -va, kus Δp on rõhu tegelik muutus võrreldes puhta lahustiga, χv-va on aine mooliosa lahuses. Raoult' seadusest tuleneb kaks tagajärjed. Neist ühe järgi on lahuse keemistemperatuur kõrgem kui lahusti keemistemperatuur. See on tingitud asjaolust, et lahuse kohal oleva lahusti küllastunud auru rõhk muutub võrdseks atmosfääri rõhk(vedel keev seisund) rohkem kõrge temperatuur kui puhta lahusti puhul. Keemistemperatuuri tõus Tbp on võrdeline lahuse molaalsusega:. Keeda = Ke cm kus Ke on lahusti ebullioskoopiline konstant, cm on molaalne kontsentratsioon. Vastavalt teine tagajärg Raoult' seadusest lähtuvalt on lahuse külmumis- (kristalliseerumis-) temperatuur madalam kui puhta lahusti külmumistemperatuur. Selle põhjuseks on lahusti madalam aururõhk lahuse kohal kui lahusti kohal. Külmumistemperatuuri langus (kristallisatsioon) Tzam on võrdeline lahuse molaalsusega : Tzam= Kk cm kus Kk on lahuse krüoskoopiline konstant Lahuste kristalliseerumistemperatuuri alandamine Seisund kristalliseerumine on lahuse kohal oleva lahusti küllastunud aururõhu võrdsus tahke lahusti kohal oleva aururõhuga. Kuna lahusti aururõhk lahuse kohal on alati madalam kui puhta lahusti rõhk, saavutatakse see võrdsus alati temperatuuril, mis on madalam kui lahusti külmumistemperatuur. Seega hakkab ookeanivesi külmuma temperatuuril umbes miinus 2 ° C. Lahusti kristalliseerumistemperatuuri ja lahuse kristalliseerumise temperatuuri vahe on kristalliseerumistemperatuuri langus. Lahuste keemistemperatuuri tõstmine Vedelik keeb temperatuuril, mille juures küllastunud auru kogurõhk võrdub välisrõhuga. küllastunud auru rõhk lahuse kohal mis tahes temperatuuril on väiksem kui puhta lahusti kohal ja võrdsus selle välisrõhuga saavutatakse kõrgemal temperatuuril. Seega on mittelenduva aine T lahuse keemistemperatuur alati kõrgem kui puhta lahusti keemistemperatuur samal rõhul T° Mittelenduvate ainete lõpmata lahjendatud lahuste keemistemperatuuri tõus ei sõltu olemusest. lahustunud aine kontsentratsioonist ja on otseselt võrdeline lahuse molaalse kontsentratsiooniga. Lahusti spontaanset läbimist poolläbilaskvast membraanist, mis eraldab lahust ja lahustit või kahte erineva lahustunud aine kontsentratsiooniga lahust, nimetatakse osmoosi teel. Osmoosi põhjustab lahusti molekulide difusioon läbi poolläbilaskva vaheseina, mis laseb läbi ainult lahusti molekulid. Lahusti molekulid difundeeruvad lahustist lahusesse või vähem kontsentreeritud lahusest rohkem kontsentreeritud.Osmoosi iseloomustatakse kvantitatiivselt osmootne rõhk, võrdne tugevus, pindalaühiku kohta ja põhjustab lahusti molekulide tungimist läbi poolläbilaskva vaheseina. See võrdub osmomeetri lahuse kolonni rõhuga kõrgusega h. Tasakaalus tasakaalustab välisrõhk osmootset rõhku. Sel juhul muutuvad molekulide edasi- ja tagasiliikumise kiirused läbi poolläbilaskva vaheseina samaks. Osmootne rõhk suureneb koos lahustunud aine kontsentratsiooni ja temperatuuri tõusuga. Van't Hoff selle jaoks soovitas osmootne rõhk saab rakendada ideaalse gaasi olekuvõrrandit: pV = nRTТ või p = (n/V) RT kust p = RT-ga, kus p on osmootne rõhk (kPa), c on lahuse molaarne kontsentratsioon. Osmootne rõhk on otseselt võrdeline lahustunud aine molaarse kontsentratsiooni ja temperatuuriga. Osmoos mängib väga hästi oluline roll V bioloogilised protsessid , tagades vee voolu rakkudesse ja muudesse struktuuridesse. Sama osmootse rõhuga lahuseid nimetatakse isotooniline. Kui osmootne rõhk on kõrgem kui intratsellulaarne rõhk, siis nimetatakse seda hüpertoonseks, kui see on madalam kui intratsellulaarne rõhk, siis hüpotoonseks. Isotoonikoefitsient (ka Van't Hoffi tegur; tähisega i) on dimensioonita parameeter, mis iseloomustab aine käitumist lahuses. See on arvuliselt võrdne antud aine lahuse teatud kolligatiivse omaduse väärtuse ja sama kontsentratsiooniga mitteelektrolüüdi sama kolligatiivse omaduse väärtuse suhtega, kusjuures süsteemi muud parameetrid ei muutu. Izoosmia-osmootse rõhu suhteline püsivus vedelas keskkonnas ja keha kudedes, mis on tingitud neis sisalduvate ainete (elektrolüütide, valkude) kontsentratsioonide säilitamisest etteantud tasemel. See on üks olulisemaid keha füsioloogilisi konstante, mille tagavad eneseregulatsiooni mehhanismid (homöostaas). HEMOLÜÜS- punaste vereliblede hävitamine, millega kaasneb hemoglobiini vabanemine neist. Füüsilised põhjused hõlmab kõrgete ja madalate temperatuuride, ultraheli ja keemiliste mõju - hemolüütilised mürgid, teatud ravimid jne. Vereülekande ajal võib tekkida hemolüüs kokkusobimatu veri, hüpotooniliste lahuste manustamine. Plasmolüüs- rakkude paigutamisel hüpertooniline lahus vesi jätab rakud rohkemaks kontsentreeritud lahus ja täheldatakse rakkude kokkutõmbumist.
Elektrolüütide lahuste teooria elemendid. Tugevad ja nõrgad elektrolüüdid. Nõrga elektrolüüdi ionisatsioonikonstant. Ostwaldi aretusseadus. Lahuse ioontugevus. Ioonide aktiivsus ja aktiivsuskoefitsient. Elektrolüüdid organismis, elektrolüüdina sülg.
Elektrolüüdid- need on ained, milles on ioonsed või väga polaarsed kovalentsed sidemed vesilahused, läbib elektrolüütilise dissotsiatsiooni, mille tulemusena moodustuvad katioonid ja anioonid.
Tugevad elektrolüüdid - ained, mis võivad täielikult dissotsieeruda. Nende hulka kuuluvad enamik sooli, aga ka mõned molekulaarstruktuuriga ained (HCl).
Nõrgad elektrolüüdid dissotsieeruvad ebaolulisel määral ja nende valdav vorm on molekulaarne (H2S, orgaanilised happed).
Kvantitatiivne võime molekulaarne elektrolüüt dissotsiatsioon on määratud ionisatsiooniaste ( see sõltub elektrolüütide kontsentratsioonist ):
kus Ntot on molekulide koguarv lahuses; N ionisatsioon on ioonideks lagunenud molekulide arv.
Ionisatsioonikonstant:
Kus [A], [B] on lagunenud ioonid
- aine, mis ei ole ioonideks lagunenud.
Ostwaldi lahjendusseadus:
K= α 2 c/1- α ,
Kus α on ionisatsiooniaste
C – molaarne kontsentratsioon
Lahuse ioontugevus:
I=0,5∑с i z i 2,
Kus c i on iooni molaarne kontsentratsioon lahuses, mol/l
z i on iooni laeng.
Ioonide aktiivsus on selle efektiivne kontsentratsioon.
Aktiivsus on seotud molaarse kontsentratsiooniga järgmiselt:
kus f – aktiivsustegur
Elektrolüüdid kehas: Na ja Cl hoolduses osaleda happe-aluse tasakaal, osmootne tasakaal kehas. Ca mängib ehitamisel suurt rolli luukoe ja hambad, vere happesuse ja selle hüübimise reguleerimisel, lihas- ja närvikoe erutuvuses. TO leidub peamiselt kehavedelikes ja pehmed koed, kus on vajalik element osmootse rõhu säilitamiseks ja vere pH reguleerimiseks. Mg on paljude ensümaatiliste reaktsioonide kofaktor ja vajalik valgusünteesi kõikides etappides. Elusorganismides Fe on oluline mikroelement, mis katalüüsib hapnikuvahetusprotsesse. Co on osa vitamiinist B 12, osaleb hematopoeesis, funktsioneerib närvisüsteem ja maks, ensümaatilised reaktsioonid. Zn vajalik E-vitamiini metabolismiks, osaleb erinevate anaboolsete hormoonide, sh insuliini, testosterooni ja kasvuhormooni sünteesis organismis. Mn mõjutab kasvu, vereloomet ja sugunäärmete talitlust.
Sülg kui elektrolüüt on keeruline biokeemiline keskkond. H+ ja OH ioonide arv määrab sülje pH, mis tavaliselt on 6,9. pH väärtus varieerub olenevalt iseloomust patoloogiline protsess suuõõnes. Niisiis. juures nakkushaigused sülje reaktsioon on happeline. Anorgaanilistest ainetest sisaldab sülg kloori, broomi, joodi ja fluori anioone. Fosfaadi ja fluori anioonid aitavad kaasa elektrokeemiliste potentsiaalide suurenemisele, kloorianioon - ioonlaengute ülekandmisele ja on depolarisaator (anoodi- ja katoodprotsesse kiirendav tegur). Süljes määratakse mikroelemendid: raud, vask, hõbe, mangaan, alumiinium jne – ja makroelemendid: kaltsium, kaalium, naatrium, magneesium, fosfor.
Reaktsiooni kiiruse suurenemist temperatuuri tõusuga iseloomustab tavaliselt reaktsioonikiiruse temperatuurikoefitsient, arv, mis näitab, mitu korda suureneb antud reaktsiooni kiirus, kui süsteemi temperatuur tõuseb 10°C võrra. Temperatuuri koefitsient mitmesugused reaktsioonid erinev. Kell normaalsed temperatuurid selle väärtus enamiku reaktsioonide puhul jääb vahemikku 2...4.
Temperatuurikoefitsient määratakse vastavalt nn van't Hoffi reeglile, mida väljendatakse matemaatiliselt võrrandiga
v 2 /v 1 = g ( T 2 – T 1)/10 ,
Kus v 1 ja v 2 – reaktsioonikiirused temperatuuridel T 1 ja T 2 ; g on reaktsiooni temperatuurikoefitsient.
Näiteks kui g = 2, siis millal T 2 - T 1 = 50 °C v 2 /v 1 = 2 5 = 32, st. reaktsioon kiirenes 32 korda ja see kiirendus ei sõltu mingil moel absoluutväärtustest T 1 ja T 2, kuid ainult nende erinevuse tõttu.
aktiveerimisenergia, keemilise reaktsiooni elementaarakti sisenevate osakeste (molekulid, radikaalid, ioonid jne) keskmise energia ja kõigi reageerivas süsteemis olevate osakeste keskmise energia erinevus. Erinevate keemiliste reaktsioonide jaoks E. a. on väga erinev - mitmest kuni ~ 10-ni j./mol. Sama keemilise reaktsiooni korral on E. a. sõltub molekulide jaotusfunktsioonide tüübist vastavalt nende translatsioonilise liikumise energiatele ja sisemistele vabadusastmetele (elektrooniline, vibratsioon, pöörlemine). Statistilise väärtusena E. a. tuleks eristada lävienergiast ehk energiabarjäärist – minimaalsest energiast, mis ühel kokkupõrkuvatel osakesepaaridel peab olema antud elementaarreaktsiooni toimumiseks.
Arrheniuse võrrand, kiiruskonstandi sõltuvus temperatuurist To elementaarne keemia reaktsioonid:
kus A on eksponentsiaalne tegur (mõõde langeb kokku mõõtmega k), E a- aktiveerimisenergia, tavaliselt positiivne. väärtused, T-abs. temperatuur, k-Boltzmanni konstant. On kombeks anda E a mitte molekuli kohta. ja osakeste arvu järgi N A= 6,02*10 23 (Avogadro konstant) ja väljendatakse kJ/mol; nendel juhtudel Arrheniuse võrrandis väärtus k asendatakse gaasikonstandiga R. Graafik 1nk versus 1 /kT(Arrheniuse graafik) – sirgjoon, mille negatiivse kalde määrab aktiveerimisenergia E a ja iseloomustab positiivselt. temperatuuri sõltuvus To.
Katalüsaator - Keemiline aine, mis kiirendab reaktsiooni, kuid ei kuulu reaktsiooniproduktide hulka. Katalüsaatori kogus erinevalt teistest reagentidest pärast reaktsiooni ei muutu. Oluline on mõista, et reaktsioonis osaleb katalüsaator. Tagates reaktsiooni kiirema raja, reageerib katalüsaator lähteainega, saadud vaheühend läbib muundumisi ja jagatakse lõpuks produktiks ja katalüsaatoriks. Katalüsaator reageerib seejärel uuesti lähtematerjaliga ja see katalüütiline tsükkel toimub mitu korda (kuni miljon korda) [ allikas?] korratakse.
Katalüsaatorid jagunevad homogeenne Ja heterogeenne. Homogeenne katalüsaator on reageerivate ainetega samas faasis, heterogeenne katalüsaator moodustab iseseisva faasi, mis on eraldatud liidesega faasist, milles asuvad reageerivad ained. Tüüpilised homogeensed katalüsaatorid on happed ja alused. Heterogeensete katalüsaatoritena kasutatakse metalle, nende oksiide ja sulfiide.
Sama tüüpi reaktsioonid võivad toimuda nii homogeensete kui ka heterogeensete katalüsaatoritega. Seega kasutatakse koos happelahustega tahket Al 2 O 3, TiO 2, ThO 2, aluminosilikaate ja happeliste omadustega tseoliite. Aluseliste omadustega heterogeensed katalüsaatorid: CaO, BaO, MgO.
Heterogeensetel katalüsaatoritel on reeglina kõrgelt arenenud pind, mille jaoks need jaotatakse inertsele kandjale (silikageel, alumiiniumoksiid, Aktiveeritud süsinik ja jne).
Iga reaktsioonitüübi puhul on efektiivsed ainult teatud katalüsaatorid. Lisaks juba mainitutele happe-aluse, seal on katalüsaatorid oksüdatsioon-redutseerimine; neid iseloomustab siirdemetalli või selle ühendi (Co +3, V 2 O 5 + MoO 3) olemasolu. Sel juhul viiakse katalüüs läbi siirdemetalli oksüdatsiooniastme muutmise teel.
Dispergeerimissüsteem- need on kahest või enamast faasist (kehast) koosnevad moodustised, mis on täielikult või praktiliselt segunematud ega reageeri omavahel keemiliselt. Esimene ainetest ( hajutatud faas) teises ( dispersioonikeskkond). Kui faase on mitu, saab need üksteisest eraldada füüsiliselt(tsentrifuugige, eraldage jne).
Tavaliselt on hajutatud süsteemid kolloidsed lahused või soolid. Dispergeeritud süsteemid hõlmavad ka tahket dispergeeritud keskkonda, milles paikneb dispergeeritud faas.
Enamik üldine klassifikatsioon hajutatud süsteemid põhinevad erinevusel agregatsiooni olek dispersioonikeskkond ja dispergeeritud faas. Kolme tüüpi agregatsiooniseisundite kombinatsioonid võimaldavad eristada üheksat tüüpi hajutatud süsteeme. Lühiduse mõttes tähistatakse neid tavaliselt murdosaga, mille lugeja näitab hajutatud faasi ja nimetaja dispersioonikeskkonda, näiteks süsteemi "gaas vedelikus" puhul aktsepteeritakse tähistust G/L.
Kolloidsed lahused. Kolloidne olek on iseloomulik paljudele ainetele, kui nende osakeste suurus on 1–500 nm. On lihtne näidata, et nende osakeste kogupind on tohutu. Kui eeldame, et osakesed on 10 nm läbimõõduga kuuli kujuga, siis nende kogumahuga osakesed 1 cm 3 neil on
pindala on umbes 10 m2. Nagu varem öeldud, iseloomustab pinnakihti pinnaenergia ja võime adsorbeerida teatud osakesi, sealhulgas ioone.
lahusest. Iseloomulik tunnus kolloidosakesed on laengu olemasolu nende pinnal ioonide selektiivse adsorptsiooni tõttu. Kolloidosakesel on keeruline struktuur. See sisaldab südamikku, adsorbeeritud ioone, vastasioone ja lahustit. Seal on lüofiilsed (juhend.
korofiilsed) kolloidid, milles lahusti interakteerub osakeste tuumadega, polüfoobsed (hüdrofoobsed) kolloidid, milles lahusti ei interakteeru tuumadega
osakesed. Lahusti sisaldub hüdrofoobsete osakeste koostises ainult adsorbeeritud ioonide solvatatsioonikihina või stabilisaatorite (pindaktiivsete ainete) juuresolekul, millel on lüofoobsed ja lüofiilsed osad.
Siin on mõned näited kolloidosakestest:
Kuidas. on näha, et tuum koosneb elektriliselt neutraalsest osakeste agregaadist koos tuuma moodustavate elementide adsorbeeritud ioonidega (nendes näidetes Ag +, HS-, Fe 3+ ioonid). Lisaks tuumale on kolloidosakesel vastasioonid ja lahusti molekulid. Adsorbeeritud ioonid ja vastasioonid koos lahustiga moodustavad adsorbeeritud kihi. Osakese kogulaeng on võrdne adsorbeeritud ioonide ja vastasioonide laengute erinevusega. Osakeste ümber on hajutatud ioonide kihid, mille laeng on võrdne kolloidosakese omaga. Kolloidne osake ja hajuskihid moodustavad elektriliselt neutraalse mitselli
Mitsellid(deminutiiv latist. vilgukivi- osake, tera) - osakesed sisse kolloidsed süsteemid, koosnevad väga väikesest, antud keskkonnas lahustumatust tuumast, mida ümbritseb adsorbeeritud ioonide ja lahusti molekulide stabiliseeriv kest. Näiteks arseensulfiidi mitselli struktuur on järgmine:
((As 2 S 3) m nHS − (n-x)H + ) x- xH +
Keskmine suurus mitsellid 10–5 kuni 10–7 cm.
Koagulatsioon- kolloidse lahuse eraldamine kaheks faasiks - lahusti ja želatiinne mass või lahuse paksenemine lahustunud aine osakeste suurenemise tagajärjel
Peptiseerimine on kolloidse sette või geeli ülemineku protsess kolloidseks lahuseks vedeliku või sellele lisatud ainete toimel, mis on settes või geelis hästi adsorbeeritud, antud juhul nimetatakse peptisaatoriteks (näiteks rasvade peptiseerimine sapi mõju).
Peptiseerimine - geeliosakeste agregaatide (želee) või lahtiste setete eraldamine teatud ainete mõjul - peptisaatorid pärast koagulatsiooni kolloidsed lahused. Peptiseerimise tulemusena sete (või geel) suspendeerub.
LAHENDUSED,ühefaasilised süsteemid, mis koosnevad kahest või enamast komponendist. Vastavalt agregatsiooniolekule võivad lahused olla tahked, vedelad või gaasilised.
Lahustuvus, aine võime moodustada teise ainega (või ainetega) homogeenseid segusid komponentide hajutatult (vt Lahendused). Tavaliselt on lahusti aine, mis puhtal kujul eksisteerib saadud lahendusega samas koondolekus. Kui enne lahustumist olid mõlemad ained samas agregatsiooniseisundis, loetakse lahustiks ainet, mis sisaldub segus oluliselt suuremas koguses.
Lahustuvuse määrab lahusti ja lahustunud aine molekulide füüsikaline ja keemiline afiinsus, energiasuhe ning lahuse homogeensete ja erinevate komponentide vastastikmõju. Reeglina on sarnased füüsikalised ühendid üksteises hästi lahustuvad. ja keemia. aine omadused (empiiriline reegel "sarnane lahustub sarnases"). Eriti hästi lahustuvad polaarsetest molekulidest koosnevad ained ja ioonse sidemega ained. polaarsetes lahustites (vesi, etanool, vedel ammoniaak) ja mittepolaarsed ained lahustuvad hästi. mittepolaarsetes lahustites (benseen, süsinikdisulfiid).
Antud aine lahustuvus sõltub temperatuurist ja sellele vastab rõhk üldpõhimõte nihutavad tasakaalud (vt Le Chatelier-Browni põhimõtet). Küllastunud lahuse kontsentratsioon antud tingimustes määrab arvuliselt aine R. antud lahustis ja seda nimetatakse ka. lahustuvus. Üleküllastunud lahused sisaldavad suuremas koguses lahustunud ainet, kui vastab selle lahustuvusele, üleküllastunud lahuste olemasolu on tingitud kineetikast. raskused kristalliseerumisega (vt Uue faasi tekkimine). Halvasti lahustuvate ainete lahustuvuse iseloomustamiseks kasutatakse PA aktiivsuse produkti (oma omadustelt ideaalsele lähedastele lahustele - lahustuvusprodukt PR).
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.
Keemilise reaktsiooni kiirus sõltub temperatuurist ja temperatuuri tõustes reaktsiooni kiirus suureneb. Hollandi teadlane Van't Hoff näitas, et temperatuuri tõusuga 10 kraadi võrra suureneb enamiku reaktsioonide kiirus 2-4 korda;
VT 2 =VT 1 *y (T2-T1)/10
kus VT2 ja VT1 on reaktsioonikiirused temperatuuridel T2 ja T1; y on reaktsioonikiiruse temperatuuritegur, mis näitab, mitu korda reaktsioonikiirus suureneb, kui temperatuur tõuseb 10K võrra.
Reagentide kontsentratsioonil 1 mol/l on reaktsiooni kiirus arvuliselt võrdne kiiruskonstandiga k. Siis näitab võrrand, et kiiruskonstant sõltub temperatuurist samamoodi nagu protsessi kiirus.
3. Kirjutage versioon eliminatsioonireaktsioonist vesinikhalogeniidi vabanemisega.
C2H5Cl=C2H4+HCl
Pilet nr 4
1. Mis on " aatommass», « molekulmass", "ainemool" ja mida peetakse aatommassiühikuks (amu)?
ATOMIC ASS - aatomi mass aatommassi ühikutes (a.m.u.). ühiku kohta a. E.m on 1/12 süsinik-12 isotoobi massist.
a.e.m. = 1/12 m 12 6 C = 1,66 * 10 -24
MOLEKULAARMASS – ühendi molaarmass jagatud 1/12 süsiniku-12 aatomi molaarmassist.
MOL - aine kogus, mis sisaldab sama palju osakesi või struktuuriüksused(aatomid, ioonid, molekulid, radikaalid, elektronid, ekvivalendid jne), nagu 12 a. e.m. süsinik-12 isotoop.
Valem reaktsioonikiiruse suurendamiseks katalüsaatori juuresolekul.
Ea väärtust (aktivatsioonienergia) saab muuta katalüsaatorite abil. Aineid, mis reaktsiooniprotsessis osalevad, kuid mida ei tarbita, nimetatakse katalüsaatoriteks. Seda nähtust ennast nimetatakse katalüüsiks. Reaktsioonikiiruse suurenemine katalüsaatori juuresolekul määratakse valemiga
Sõltuvalt sellest, kas katalüsaator on reagentidega samas faasis või moodustab iseseisva faasi, räägime homogeensest või heterogeensest katalüüsist. Katalüütilise toime mehhanism ei ole neil sama, kuid mõlemal juhul kiireneb reaktsioon Ea vähenemise tõttu. On mitmeid spetsiifilisi katalüsaatoreid – inhibiitoreid, mis vähendavad reaktsioonikiirust.
kus on katalüütilise protsessi parameetrid, V, k, Ea on mittekatalüütilise protsessi parameetrid.
Kirjutage süsinikku sisaldavate anorgaaniliste ainete põlemisreaktsioonid hapnikus, näidates ära oksüdeerija ja redutseerija, samuti süsiniku oksüdatsiooniaste enne ja pärast reaktsiooni.
C – redutseerija, oksüdatsiooniprotsess
O – oksüdeerija, redutseerimisprotsess
Pileti number 5
1. Mis on elemendi “elektronegatiivsus”, “valentsus”, “oksüdatsiooniaste” ja millised on nende määramise põhireeglid?
OKSÜDEERIMISASTME - elemendi aatomi tingimuslik laeng, mis saadakse eeldusel, et ühend koosneb ioonidest. See võib olla positiivne, negatiivne, null, murdosa ja on tähistatud Araabia number elemendi sümboli ülemise parempoolse indeksina "+" või "-" märgiga: C 1-, O 2-, H +, Mg 2+, N 3-, N 5+, Cr 6+.
Ühendis (ioonis) oleva elemendi oksüdatsiooniastme (s.o.) määramiseks kasutatakse järgmisi reegleid:
1 V lihtsad ained(H2, S8, P4) lk. O. võrdne nulliga.
2 Konstant s. O. sisaldavad leelis (E+) ja leelismuld (E2+) elemente, samuti fluori P-.
3 Enamikus ühendites on vesinikul c. O. H+ (H2O, CH4, HC1), hüdriidides - H- (-NaH, CaH2); Koos. O. hapnik on reeglina võrdne -2 (O2-), peroksiidides (-O-O-) - 1 (O-).
4 Mittemetallide binaarsetes ühendites negatiivne c. O. määratud paremal asuvale elemendile).
5 Algebraline summa lk. O. molekul võrdub nulliga, ioon - selle laeng.
Aatomi võime lisada või asendada teatud arv teisi aatomeid nimetatakse VALENTSEKS. Valentsuse mõõt on elemendiga seotud vesiniku- või hapnikuaatomite arv, eeldusel, et vesinik on ühevalentne ja hapnik kahevalentne.