Brzina hemijske reakcije raste sa porastom temperature. Mo?ete procijeniti pove?anje brzine reakcije s temperaturom koriste?i Van't Hoffovo pravilo. Prema pravilu, pove?anje temperature za 10 stepeni pove?ava konstantu brzine reakcije za 2-4 puta:

Ovo pravilo se ne primjenjuje na visokim temperaturama, kada se konstanta brzine gotovo ne mijenja s temperaturom.

Van't Hoffovo pravilo vam omogu?ava da brzo odredite rok trajanja lijeka. Pove?anje temperature pove?ava brzinu razgradnje lijeka. Ovo smanjuje vrijeme potrebno za odre?ivanje roka trajanja lijeka.

Metoda je da se lijekovi dr?e na povi?enoj temperaturi T odre?eno vrijeme tT, koli?ina razgra?enog lijeka m se prona?e i prera?una na standardnu temperaturu skladi?tenja od 298K. S obzirom da je proces razgradnje lijeka reakcija prvog reda, brzina na odabranoj temperaturi T i T = 298 K izra?ava se:

Uzimaju?i u obzir da je masa razgra?enog lijeka ista za standardne i stvarne uslove skladi?tenja, brzina razgradnje se mo?e izraziti kao:

Uzimaju?i T=298+10n, gdje je n = 1,2,3…,

Kona?ni izraz za rok trajanja leka dobija se pod standardnim uslovima od 298K:

Teorija aktivnih sudara. Energija aktivacije. Arrheniusova jednad?ba. Odnos izme?u brzine reakcije i energije aktivacije.

Teoriju aktivnih sudara formulisao je S. Arrhenius 1889. godine. Ova teorija se zasniva na ideji da su za nastanak hemijske reakcije neophodni sudari izme?u molekula polaznih supstanci, a broj sudara je odre?en intenzitetom toplotnog kretanja molekula, tj. zavisi od temperature. Ali ne vodi svaki sudar molekula do hemijske transformacije: samo aktivni sudar vodi do nje.

Aktivni sudari su sudari do kojih dolazi, na primjer, izme?u molekula A i B s velikom koli?inom energije. Minimalna koli?ina energije koju molekuli polaznih supstanci moraju imati da bi njihov sudar bio aktivan naziva se energetska barijera reakcije.

Energija aktivacije je vi?ak energije koji se mo?e prenijeti ili prenijeti na jedan mol tvari.

Energija aktivacije zna?ajno uti?e na vrednost konstante brzine reakcije i njenu zavisnost od temperature: ?to je ve?a Ea, to je manja konstanta brzine i zna?ajnije uti?e promena temperature na nju.

Konstanta brzine reakcije povezana je s energijom aktivacije slo?enim odnosom opisanim Arrheniusovom jednad?bom:

k=Ae–Ea/RT, gdje je A predeksponencijalni faktor; Ea je energija aktivacije, R je univerzalna plinska konstanta jednaka 8,31 J/mol; T – apsolutna temperatura;

e-baza prirodnih logaritama.

Me?utim, opa?ene konstante brzine reakcije su obi?no mnogo manje od onih izra?unatih iz Arrheniusove jednad?be. Stoga je jednad?ba za konstantu brzine reakcije modificirana na sljede?i na?in:

(minus prije svih razlomaka)

Multiplikator uzrokuje da se temperaturna ovisnost konstante brzine razlikuje od Arrheniusove jednad?be. Po?to se Arrheniusova energija aktivacije izra?unava kao nagib logaritamske zavisnosti brzine reakcije od inverzne temperature, onda se isto radi i sa jednad?bom , dobijamo:

Osobine heterogenih reakcija. Brzina heterogenih reakcija i njeni odlu?uju?i faktori. Kineti?ka i difuzijska podru?ja heterogenih procesa. Primjeri heterogenih reakcija od interesa za farmaciju.

HETEROGENE REAKCIJE, kem. reakcije koje uklju?uju supstance u razgradnji. faze i zajedno ?ine heterogeni sistem. Tipi?ne heterogene reakcije: termi?ke. razlaganje soli sa stvaranjem gasovitih i ?vrstih proizvoda (na primjer, CaCO3 -> CaO + CO2), redukcija metalnih oksida vodonikom ili ugljikom (na primjer, PbO + C -> Pb + CO), otapanje metala u kiselinama (na primjer, Zn + + H2SO4 -> ZnSO4 + H2), interakcija. ?vrsti reagensi (A12O3 + NiO -> NiAl2O4). Posebna klasa uklju?uje heterogene kataliti?ke reakcije koje se odvijaju na povr?ini katalizatora; ?tavi?e, reaktanti i proizvodi ne moraju biti u razli?itim fazama. Smjer, tokom reakcije N2 + + ZH2 -> 2NH3 koja se odvija na povr?ini ?eljeznog katalizatora, reaktanti i produkt reakcije su u gasnoj fazi i formiraju homogeni sistem.

Karakteristike heterogenih reakcija nastaju zbog u?e??a kondenzovanih faza u njima. To ote?ava mije?anje i transport reagensa i proizvoda; mogu?a je aktivacija molekula reagensa na interfejsu. Kinetika bilo koje heterogene reakcije odre?ena je brzinom same hemikalije. transformacijama, kao i procesima prijenosa (difuzije) neophodnim za nadopunu potro?nje reaguju?ih supstanci i uklanjanje produkta reakcije iz reakcione zone. U odsustvu difuzijskih smetnji, brzina heterogene reakcije je proporcionalna veli?ini reakcione zone; ovo je specifi?na brzina reakcije izra?unata po jedinici povr?ine (ili zapremine) reakcije. zone, ne mijenja se tokom vremena; za jednostavne (jednostepene) reakcije mo?e biti utvr?ene na osnovu va?e?eg masovnog zakona. Ovaj zakon nije zadovoljen ako se difuzija supstanci odvija sporije od hemijske. okrug; u ovom slu?aju, opa?ena brzina heterogene reakcije je opisana jednad?bama kinetike difuzije.

Brzina heterogene reakcije je koli?ina tvari koja reagira ili se formira tijekom reakcije u jedinici vremena po jedinici povr?ine faze.

Faktori koji uti?u na brzinu hemijske reakcije:

Priroda reaktanata

koncentracija reagensa,

temperatura,

Prisustvo katalizatora.

Vheterogen = Dp(S Dt), gdje je Vheterog brzina reakcije u heterogenom sistemu; n je broj molova bilo koje supstance koja nastaje reakcijom; V je zapremina sistema; t - vrijeme; S je povr?ina faze na kojoj se reakcija odvija; D - znak prirasta (Dp = p2 - p1; Dt = t2 - t1).

Kako temperatura raste, brzina hemijskog procesa se obi?no pove?ava. Godine 1879. holandski nau?nik J. van't Hoff formulirao je empirijsko pravilo: s pove?anjem temperature za 10 K, brzina ve?ine hemijskih reakcija pove?ava se 2-4 puta.

Matemati?ka notacija pravila J. van't Hoff:

g 10 = (k t+10)/k t, gdje je k t konstanta brzine reakcije na temperaturi T; k t+10 - konstanta brzine reakcije na temperaturi T+10; g 10 - Van't Hoffov temperaturni koeficijent. Njegova vrijednost se kre?e od 2 do 4. Za biohemijske procese, g 10 varira od 7 do 10.

Svi biolo?ki procesi odvijaju se u odre?enom temperaturnom rasponu: 45-50°C. Optimalna temperatura je 36-40°C. U tijelu toplokrvnih ?ivotinja ova temperatura se odr?ava konstantnom zbog termoregulacije odgovaraju?eg biosistema. Pri prou?avanju biolo?kih sistema koriste se temperaturni koeficijenti g 2, g 3, g 5. Za pore?enje, oni su smanjeni na g 10.

Ovisnost brzine reakcije od temperature, u skladu s Van't Hoffovim pravilom, mo?e se predstaviti jednad?bom:

V 2 /V 1 = g ((T 2 -T 1)/10)

Energija aktivacije. Zna?ajno pove?anje brzine reakcije sa porastom temperature ne mo?e se objasniti samo pove?anjem broja sudara izme?u ?estica reaguju?ih supstanci, jer se, u skladu s kineti?kom teorijom gasova, sa pove?anjem temperature broj sudara pove?ava na bezna?ajan opseg. Pove?anje brzine reakcije sa pove?anjem temperature obja?njava se ?injenicom da se hemijska reakcija ne de?ava nikakvim sudarom ?estica reaguju?ih supstanci, ve? samo susretom aktivnih ?estica koje imaju potreban vi?ak energije u trenutku sudara.

Energija potrebna za pretvaranje neaktivnih ?estica u aktivne naziva se energija aktivacije (Ea). Energija aktivacije je vi?ak energije, u pore?enju sa prosje?nom vrijedno??u, potreban da reagiraju?e tvari u?u u reakciju nakon sudara. Energija aktivacije se mjeri u kilod?ulima po molu (kJ/mol). Tipi?no E je izme?u 40 i 200 kJ/mol.

Energetski dijagram egzotermne i endotermne reakcije prikazan je na Sl. 2.3. Za bilo koji hemijski proces mogu se razlikovati po?etna, srednja i zavr?na stanja. Na vrhu energetske barijere, reaktanti su u srednjem stanju koje se naziva aktivirani kompleks ili prijelazno stanje. Razlika izme?u energije aktiviranog kompleksa i po?etne energije reaktanata je Ea, a razlika izme?u energije produkta reakcije i polaznih supstanci (reagensa) je DH, toplinski u?inak reakcije. Energija aktivacije, za razliku od DH, uvijek je pozitivna vrijednost. Za egzotermnu reakciju (slika 2.3, a) proizvodi se nalaze na ni?em energetskom nivou od reaktanata (Ea< DН).

Ea je glavni faktor koji odre?uje brzinu reakcije: ako je Ea > 120 kJ/mol (ve?a energetska barijera, manje aktivnih ?estica u sistemu), reakcija se odvija sporo; i obrnuto, ako Ea< 40 кДж/моль, реакция осуществляется с большой скоростью.

Za reakcije koje uklju?uju slo?ene biomolekule treba uzeti u obzir ?injenicu da u aktiviranom kompleksu koji nastaje prilikom sudara ?estica, molekule moraju biti orijentirane u prostoru na odre?eni na?in, jer samo reagiraju?a regija molekule, koja je mala u u odnosu na svoju veli?inu, prolazi kroz transformaciju.

Ako su konstante brzine k 1 i k 2 na temperaturama T 1 i T 2 poznate, mo?e se izra?unati vrijednost Ea.

U biohemijskim procesima energija aktivacije je 2-3 puta manja nego u neorganskim. Istovremeno, Ea reakcija koje uklju?uju strane supstance, ksenobiotike, zna?ajno prema?uje Ea konvencionalnih biohemijskih procesa. Ova ?injenica je prirodna bioza?tita sistema od uticaja stranih materija, tj. prirodne reakcije organizma nastaju u povoljnim uslovima sa niskim Ea, a za strane reakcije Ea je visokim. Ovo je genska barijera koja karakteri?e jednu od glavnih karakteristika biohemijskih procesa.

Faktori koji uti?u na reakciju

U ljudskom tijelu, hiljade enzimskih reakcija odvija se u ?ivoj ?eliji. Me?utim, u vi?estepenom lancu procesa, razlika izme?u stopa pojedina?nih reakcija je prili?no velika. Dakle, sintezi proteinskih molekula u ?eliji prethode jo? najmanje dvije faze: sinteza prijenosne RNK i sinteza ribozoma. Ali vrijeme tokom kojeg se koncentracija t-RNA molekula udvostru?i je 1,7 minuta, proteinskih molekula - 17 minuta, a ribozoma - 170 minuta. Brzina ukupnog procesa spore (ograni?avaju?e) faze, u na?em primjeru - stopa sinteze ribosoma. Prisustvo ograni?avaju?e reakcije obezbe?uje visoku pouzdanost i fleksibilnost u kontroli hiljada reakcija koje se de?avaju u ?eliji. Dovoljno je pratiti i regulisati samo one najsporije. Ova metoda regulacije brzine vi?estepene sinteze naziva se minimalnim principom. Omogu?ava vam da zna?ajno pojednostavite i u?inite sistem autoregulacije u kavezu pouzdanijim.

Klasifikacije reakcija koje se koriste u kinetici: reakcije, homogene, heterogene i mikroheterogene; reakcije su jednostavne i slo?ene (paralelne, sekvencijalne, konjugirane, lan?ane). Molekularnost elementarnog reakcijskog ?ina. Kineti?ke jednad?be. Red reakcije. Polu?ivot

Mikroheterogene reakcije -

Molekularnost reakcije odre?ena je brojem molekula koji ulaze u kemijsku interakciju u elementarnoj reakciji. Na osnovu toga, reakcije se dijele na monomolekularne, bimolekularne i trimolekularne.

Tada ?e reakcije tipa A -> B biti monomolekularne, na primjer:

a) C 16 H 34 (t°C) -> C g H 18 + C 8 H 16 - reakcija krekiranja ugljovodonika;

b) CaC0 3 (t°C) -> CaO + C0 2 - termi?ka razgradnja kalcijum karbonata.
Reakcije tipa A + B -> C ili 2A -> C - su bimolekularne, na primjer:
a) C + 0 2 -> C0 2; b) 2H 2 0 2 -> 2H 2 0 + 0 2, itd.

Trimolekulske reakcije su opisane op?im jednad?bama kao ?to su:

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

Na primjer: a) 2H 2 + 0 2 2H 2 0; b) 2NO + H 2 N 2 0 + H 2 0.

Brzina reakcija, u zavisnosti od molekularnosti, bi?e izra?ena jedna?inama: a) V = do CA - za monomolekularnu reakciju; b) V = do C A C in ili c) V = do C 2 A - za bimolekularnu reakciju; d) V = k C C u C e e) V = k C 2 A C in ili f) V = k C 3 A - za trimolekularnu reakciju.

Molekularnost je broj molekula koji reaguju u jednom elementarnom hemijskom ?inu.

?esto je te?ko utvrditi molekularnost reakcije, pa se koristi formalniji znak - red kemijske reakcije.

Red reakcije jednak je zbroju eksponenta snaga koncentracije u jednad?bi koja izra?ava ovisnost brzine reakcije o koncentraciji reaktanata (kineti?ka jednad?ba).

Redoslijed reakcije se naj?e??e ne poklapa s molekularno??u zbog ?injenice da je mehanizam reakcije, odnosno "elementarni ?in" reakcije (vidi definiciju znaka molekularnosti), te?ko ustanoviti.

Razmotrimo nekoliko primjera koji ilustruju ovu poziciju.

1. Brzina rastvaranja kristala je opisana kineti?kim jedna?inama nultog reda, uprkos monomolekularnoj prirodi reakcije: AgCl (TB) ->Ag + + CI", V = k C(AgCl (TB p= k"C (AgCl (ra)) - p - gustina i konstantna je vrijednost, tj. brzina rastvaranja ne ovisi o koli?ini (koncentraciji) otopljene tvari.

2. Reakcija hidrolize saharoze: CO + H 2 0 -> C 6 H 12 0 6 (glukoza) + C 6 H 12 0 6 (fruktoza) je bimolekularna reakcija, ali njena kinetika je opisana kinetikom prvog reda jedna?ina: V = k*C cax, po?to je u eksperimentalnim uslovima, uklju?uju?i i telo, koncentracija vode konstantna vrednost C(H 2 0) - konst.

3.
Reakcija razgradnje vodikovog peroksida, koja se odvija uz u?e??e katalizatora, i anorganskih iona Fe 3+, Cu 2+ metalne platine, i biolo?kih enzima, na primjer katalaze, ima op?i oblik:

2H 2 0 2 -> 2H 2 0 + O tj. bimolekularno je.

Ovisnost brzine reakcije o koncentraciji. Kineti?ke jednad?be reakcija prvog, drugog i nultog reda. Eksperimentalne metode za odre?ivanje brzine i konstante brzine reakcija.

Ovisnost brzine reakcije o temperaturi. Van't Hoffovo pravilo. Temperaturni koeficijent brzine reakcije i njegove karakteristike za biohemijske procese.

g-temperaturni koeficijent brzine reakcije.

Fizi?ko zna?enje vrijednosti g je da pokazuje koliko se puta mijenja brzina reakcije s promjenom temperature za svakih 10 stepeni.

15. Koncept teorije aktivnih sudara. Energetski profil reakcije; energija aktivacije; Arrheniusova jednad?ba. Uloga steri?kog faktora. Koncept teorije prelaznog stanja.

Odnos izme?u konstante brzine, energije aktivacije i temperature opisan je Arrheniusovom jedna?inom: k T = k 0 *Ae~ E / RT, gdje su k t i k 0 konstante brzine na temperaturi T i T e baza prirodni logaritam, A je steri?ki faktor.

Steri?ki faktor A odre?uje vjerovatno?u sudara dvije reagiraju?e ?estice u aktivnom centru molekula. Ovaj faktor je posebno va?an za biohemijske reakcije sa biopolimerima. U kiselo-baznim reakcijama, H + ion mora reagirati sa terminalnom karboksilnom grupom - COO." Me?utim, ne?e svaki sudar jona H + s proteinskom molekulom dovesti do ove reakcije. Samo oni sudari koji se direktno doga?aju u nekim to?kama makromolekula ?e biti efikasni, nazvani aktivni centri.

Iz Arrheniusove jednad?be slijedi da ?to je ni?a energija aktivacije E i ?to je vi?a temperatura T procesa, to je ve?a konstanta brzine.

Problem 336.
Na 150°C, neka reakcija se zavr?ava za 16 minuta. Uzimaju?i temperaturni koeficijent brzine reakcije jednak 2,5, izra?unajte nakon kojeg vremena ?e se ova reakcija zavr?iti ako se izvede: a) na 20 0 °C; b) na 80°C.
Rje?enje:
Prema van't Hoffovom pravilu, ovisnost brzine o temperaturi izra?ava se jednad?bom:

v t i k t - brzina i konstanta brzine reakcije na temperaturi t°C; v (t + 10) i k (t + 10) su iste vrijednosti na temperaturi (t + 10 0 C); - temperaturni koeficijent brzine reakcije ?ija se vrijednost za ve?inu reakcija kre?e u rasponu od 2 – 4.

a) Uzimaju?i u obzir da je brzina kemijske reakcije na datoj temperaturi obrnuto proporcionalna trajanju njenog odvijanja, podatke date u iskazu problema zamjenjujemo u formulu koja kvantitativno izra?ava Van’t Hoffovo pravilo, dobivamo:

b) Budu?i da se ova reakcija odvija sa smanjenjem temperature, tada je na datoj temperaturi brzina te reakcije direktno proporcionalna trajanju njenog odvijanja, podatke date u iskazu problema zamjenjujemo u formulu koja kvantitativno izra?ava van' t Hoffovom pravilu dobijamo:

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

Problem 337.
Ho?e li se vrijednost konstante brzine reakcije promijeniti: a) pri zamjeni jednog katalizatora drugim; b) kada se promene koncentracije reaguju?ih supstanci?
Rje?enje:
Konstanta brzine reakcije je vrijednost koja ovisi o prirodi reaguju?ih supstanci, o temperaturi i prisutnosti katalizatora, a ne ovisi o koncentraciji supstanci koje reagiraju. Mo?e biti jednaka brzini reakcije u slu?aju kada su koncentracije reaktanata jednake jedinici (1 mol/l).

a) Prilikom zamjene jednog katalizatora drugim, brzina date kemijske reakcije ?e se promijeniti ili pove?ati. Ako se koristi katalizator, brzina kemijske reakcije ?e se pove?ati, a vrijednost konstante brzine reakcije ?e se pove?ati. Promjena vrijednosti konstante brzine reakcije tako?er ?e se dogoditi prilikom zamjene jednog katalizatora drugim, ?to ?e pove?ati ili smanjiti brzinu ove reakcije u odnosu na originalni katalizator.

b) Kada se koncentracija reaktanata promijeni, vrijednosti brzine reakcije ?e se promijeniti, ali se vrijednost konstante brzine reakcije ne?e promijeniti.

Problem 338.
Da li toplotni efekat reakcije zavisi od njene aktivacione energije? Obrazlo?ite odgovor.
Rje?enje:
Toplotni efekat reakcije zavisi samo od po?etnog i krajnjeg stanja sistema i ne zavisi od me?ufaza procesa. Energija aktivacije je vi?ak energije koji molekule tvari moraju imati da bi njihov sudar doveo do stvaranja nove tvari. Energija aktivacije mo?e se mijenjati pove?anjem ili smanjenjem temperature, sni?avanjem ili pove?anjem u skladu s tim. Katalizatori smanjuju energiju aktivacije, a inhibitori.

Dakle, promjena energije aktivacije dovodi do promjene brzine reakcije, ali ne i do promjene toplinskog efekta reakcije. Toplotni efekat reakcije je konstantna vrijednost i ne ovisi o promjenama energije aktivacije za datu reakciju. Na primjer, reakcija za stvaranje amonijaka iz du?ika i vodika ima oblik:

Ova reakcija je egzotermna, > 0). Reakcija te?e smanjenjem broja molova reaguju?ih ?estica i broja molova gasovitih supstanci, ?to dovodi sistem iz manje stabilnog stanja u stabilnije, entropija se smanjuje,< 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:

Problem 339.
Za koju reakciju, direktnu ili obrnutu, je energija aktivacije ve?a ako direktna reakcija osloba?a toplinu?
Rje?enje:
Razlika izme?u energija aktivacije direktne i reverzne reakcije jednaka je termi?kom efektu: H = E a(rev.) - E a(rev.) . Ova reakcija se javlja osloba?anjem toplote, tj. je egzotermna,< 0 Исходя из этого, энергия активации прямой реакции имеет меньшее значение, чем энергия активации обратной реакции:
E a(pr.)< Е а(обр.) .

odgovor: E a(pr.)< Е а(обр.) .

Problem 340.
Koliko ?e se puta pove?ati brzina reakcije koja se odvija na 298 K ako se njena energija aktivacije smanji za 4 kJ/mol?
Rje?enje:
Ozna?imo smanjenje energije aktivacije sa Ea, a konstante brzine reakcije prije i poslije smanjenja energije aktivacije za k, odnosno k." Koriste?i Arrheniusovu jednad?bu, dobivamo:

E a - energija aktivacije, k i k" - konstante brzine reakcije, T - temperatura u K (298).
Zamjenom podataka o problemu u posljednju jedna?inu i izra?avanjem energije aktivacije u d?ulima, izra?unavamo pove?anje brzine reakcije:

Odgovori: 5 puta.

Brzina kemijske reakcije ovisi o temperaturi, a kako temperatura raste, brzina reakcije se pove?ava. Holandski nau?nik Van't Hoff pokazao je da se pove?anjem temperature za 10 stepeni stopa ve?ine reakcija pove?ava 2-4 puta;

VT 2 =VT 1 *y (T2-T1)/10

gdje su VT 2 i VT 1 brzine reakcije na temperaturama T 2 i T 1; y je temperaturni koeficijent brzine reakcije, koji pokazuje koliko puta se brzina reakcije pove?ava kada se temperatura pove?a za 10K.

Pri koncentraciji reaktanata od 1 mol/l, brzina reakcije je numeri?ki jednaka konstanti brzine k. Tada jedna?ina pokazuje da konstanta brzine ovisi o temperaturi na isti na?in kao i brzina procesa.

3. Napi?ite verziju reakcije eliminacije s osloba?anjem halogenovodonika.

C 2 H 5 Cl=C 2 H 4 +HCl

Ulaznica br. 4

1. ?ta je „atomska masa“, „molekularna masa“, „mol supstance“ i ?ta se smatra jedinicom atomske mase (amu)?

ATOMSKA MASA - masa atoma u jedinicama atomske mase (a.m.u.). Po jedinici a. Za e.m. se uzima 1/12 mase izotopa ugljika-12.

a.e.m = 1/12 m 12 6 C = 1,66 * 10 -24

MOLEKULARNA MASA - Molarna masa jedinjenja podeljena sa 1/12 molarne mase atoma ugljenika-12.

MOL - koli?ina supstance koja sadr?i isti broj ?estica ili strukturnih jedinica (atoma, jona, molekula, radikala, elektrona, ekvivalenata, itd.) kao u 12 a. e.m. izotop ugljenika-12.

Formula za pove?anje brzine reakcije u prisustvu katalizatora.

Vrijednost Ea (aktivacijska energija) mo?e se promijeniti pomo?u katalizatora. Supstance koje u?estvuju, ali se ne tro?e u procesu reakcije, nazivaju se katalizatori. Sama ova pojava naziva se kataliza. Pove?anje brzine reakcije u prisustvu katalizatora odre?uje se formulom

U zavisnosti od toga da li je katalizator u istoj fazi kao i reaktanti ili formira nezavisnu fazu, govorimo o homogenoj ili heterogenoj katalizi. Mehanizam kataliti?kog djelovanja kod njih nije isti, me?utim, u oba slu?aja reakcija je ubrzana zbog smanjenja Ea. Postoji niz specifi?nih katalizatora - inhibitora koji smanjuju brzinu reakcije.

gdje su parametri kataliti?kog procesa, V, k, Ea su parametri nekataliti?kog procesa.

Napi?ite reakcije sagorijevanja anorganskih tvari koje sadr?e ugljik u kisiku, nazna?uju?i oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo, kao i oksidacijsko stanje ugljika prije i nakon reakcije.

C – redukciono sredstvo, proces oksidacije

O – oksidant, proces redukcije

Ulaznica broj 5

1. ?ta je "elektronegativnost", "valencija", "oksidaciono stanje" elementa i koja su osnovna pravila za njihovo odre?ivanje?

STEPEN OKSIDACIJE - uslovni naboj atoma elementa, dobijen pod pretpostavkom da se jedinjenje sastoji od jona. Mo?e biti pozitivan, negativan, nula, razlomak i ozna?en je arapskim brojem sa znakom “+” ili “-” u obliku gornjeg desnog indeksa simbola elementa: C 1-, O 2-, H + , Mg 2+, N 3-, N 5+, Cr 6+.

Za odre?ivanje oksidacijskog stanja (s.o.) elementa u spoju (jonu), koriste se sljede?a pravila:

1 U jednostavnim supstancama (H2, S8, P4) str. O. jednaka nuli.

2 Konstanta s. O. imaju alkalne (E+) i zemnoalkalne (E2+) elemente, kao i fluor P-.

3 Vodonik u ve?ini jedinjenja ima c. O. H+ (H2O, CH4, HC1), u hidridima - H-(-NaH, CaH2); With. O. kiseonik je u pravilu jednak -2 (O2-), u peroksidima (-O-O-) - 1 (O-).

4 U binarnim jedinjenjima nemetala, negativno c. O. dodijeljen elementu s desne strane).

5 Algebarski zbir str. O. molekul je jednak nuli, ion - njegov naboj.

Sposobnost atoma da ve?e ili zamijeni odre?eni broj drugih atoma naziva se VALENCIJA. Mjera valencije je broj atoma vodika ili kisika vezanih za element, pod uvjetom da je vodonik jednovalentan, a kisik dvovalentan.