Chemin?s reakcijos greitis did?ja did?jant temperat?rai. Reakcijos grei?io padid?jim? su temperat?ra galite ?vertinti naudodami Van't Hoff taisykl?. Pagal taisykl?, padidinus temperat?r? 10 laipsni?, reakcijos grei?io konstanta padid?ja 2–4 kartus:

?i taisykl? netaikoma esant auk?tai temperat?rai, kai grei?io konstanta beveik nesikei?ia priklausomai nuo temperat?ros.

Van't Hoff taisykl? leid?ia greitai nustatyti vaisto galiojimo laik?. Padidinus temperat?r?, padid?ja vaisto skilimo greitis. Taip sutrump?ja laikas, per kur? nustatomas vaisto tinkamumo laikas.

Metodas yra toks, kad vaistas laikomas padidintoje temperat?roje T tam tikr? laik? tT, randamas suirusio vaisto kiekis m ir perskai?iuojamas iki standartin?s 298K laikymo temperat?ros. Laikant vaisto skilimo proces? pirmos eil?s reakcija, greitis pasirinktoje temperat?roje T ir T = 298 K i?rei?kiamas:

Atsi?velgiant ? tai, kad suirusio vaisto mas? standartin?mis ir tikromis laikymo s?lygomis yra vienoda, skilimo greitis gali b?ti i?reik?tas taip:

T=298+10n, kur n = 1,2,3…,

Galutin? vaisto galiojimo trukm?s i?rai?ka gaunama standartin?mis 298K s?lygomis:

Aktyvi? susid?rim? teorija. Aktyvinimo energija. Arrhenijaus lygtis. Ry?ys tarp reakcijos grei?io ir aktyvacijos energijos.

Aktyvi? susid?rim? teorij? suformulavo S. Arrhenius 1889 m. ?i teorija remiasi mintimi, kad cheminei reakcijai ?vykti b?tini susid?rimai tarp pradini? med?iag? molekuli?, o susid?rim? skai?i? lemia molekuli? ?iluminio jud?jimo intensyvumas, t.y. priklauso nuo temperat?ros. Ta?iau ne kiekvienas molekuli? susid?rimas sukelia chemin? virsm?: tik aktyvus susid?rimas.

Aktyv?s susid?rimai – tai susid?rimai, kurie ?vyksta, pavyzd?iui, tarp molekuli? A ir B su dideliu energijos kiekiu. Ma?iausias energijos kiekis, kur? turi tur?ti pradini? med?iag? molekul?s, kad j? susid?rimas b?t? aktyvus, vadinamas reakcijos energijos barjeru.

Aktyvinimo energija yra energijos perteklius, kuris gali b?ti perduotas arba perduotas vienam med?iagos moliui.

Aktyvacijos energija reik?mingai ?takoja reakcijos grei?io konstantos reik?m? ir jos priklausomyb? nuo temperat?ros: kuo didesn? Ea, tuo ma?esn? grei?io konstanta ir tuo didesn? temperat?ros pokyt? paveikia.

Reakcijos grei?io konstanta yra susijusi su aktyvacijos energija sud?tingu ry?iu, apra?ytu Arrhenius lygtimi:

k=Aе–Ea/RT, kur A yra prie?eksponentinis koeficientas; Eа – aktyvacijos energija, R – universali duj? konstanta, lygi 8,31 J/mol; T – absoliuti temperat?ra;

nat?rali?j? logaritm? e-baz?.

Ta?iau stebimos reakcijos grei?io konstantos paprastai yra daug ma?esn?s nei apskai?iuotos pagal Arrhenius lygt?. Tod?l reakcijos grei?io konstantos lygtis modifikuojama taip:

(minusas prie? visas trupmenas)

D?l daugiklio grei?io konstantos priklausomyb? nuo temperat?ros skiriasi nuo Arrhenius lygties. Kadangi Arrhenius aktyvacijos energija apskai?iuojama kaip logaritmin?s reakcijos grei?io priklausomyb?s nuo atvirk?tin?s temperat?ros nuolydis, tai darant t? pat? su lygtimi , mes gauname:

Heterogenini? reakcij? ypatumai. Heterogenini? reakcij? greitis ir j? lemiantys veiksniai. Heterogenini? proces? kinetin?s ir difuzin?s sritys. ? vaistin? dominan?i? nevienaly?i? reakcij? pavyzd?iai.

HETEROGENIN?S REAKCIJOS, chem. reakcijos, kuri? metu skaidomos med?iagos. faz?s ir kartu sudaro nevienalyt? sistem?. Tipi?kos nevienalyt?s reakcijos: termin?. drusk? skilimas, susidarant dujiniams ir kietiems produktams (pavyzd?iui, CaCO3 -> CaO + CO2), metal? oksid? redukcija vandeniliu arba anglimi (pavyzd?iui, PbO + C -> Pb + CO), metal? tirpimas r?g?tyse (pavyzd?iui, Zn + + H2SO4 -> ZnSO4 + H2), s?veika. kietieji reagentai (A12O3 + NiO -> NiAl2O4). ? speciali? klas? ?eina heterogenin?s katalizin?s reakcijos, vykstan?ios katalizatoriaus pavir?iuje; ?iuo atveju reagentai ir produktai negali b?ti skirtingose faz?se. Kryptis, vykstant reakcijai N2 + + ZH2 -> 2NH3, vykstan?iai ant gele?ies katalizatoriaus pavir?iaus, reagentai ir reakcijos produktas yra duj? faz?je ir sudaro homogenin? sistem?.

Heterogenini? reakcij? ypatyb?s atsiranda d?l to, kad jose dalyvauja kondensuotos faz?s. Tai apsunkina reagent? ir produkt? mai?ym? ir transportavim?; galimas reagent? molekuli? aktyvavimas s?sajoje. Bet kurios nevienalyt?s reakcijos kinetika priklauso nuo pa?ios chemin?s med?iagos grei?io. transformacijos, taip pat perne?imo procesai (difuzija), b?tini norint papildyti reaguojan?i? med?iag? suvartojim? ir pa?alinti reakcijos produktus i? reakcijos zonos. Nesant difuzijos kli??i?, nevienalyt?s reakcijos greitis yra proporcingas reakcijos zonos dyd?iui; tai specifinis reakcijos greitis, apskai?iuotas reakcijos pavir?iaus (arba t?rio) vienetui. zonos, laikui b?gant nesikei?ia; paprastoms (vieno ?ingsnio) reakcijoms gali b?ti nustatoma remiantis veikian?ios mas?s ?statymu. ?is d?snis ne?vykdytas, jei med?iag? difuzija vyksta l??iau nei chemin?. rajonas; ?iuo atveju stebimas nevienalyt?s reakcijos greitis apib?dinamas difuzijos kinetikos lygtimis.

Heterogenin?s reakcijos greitis yra med?iagos kiekis, kuris reaguoja arba susidaro reakcijos metu per laiko vienet? faz?s pavir?iaus ploto vienetui.

Veiksniai, turintys ?takos chemin?s reakcijos grei?iui:

Reagent? prigimtis

Reagento koncentracija,

Temperat?ra,

Katalizatoriaus buvimas.

Vheterogen = Dп(S Dt), kur Vheterogas yra reakcijos greitis nevienalyt?je sistemoje; n yra bet kurios med?iagos, susidariusios reakcijos metu, moli? skai?ius; V – sistemos t?ris; t - laikas; S yra faz?s, kurioje vyksta reakcija, pavir?iaus plotas; D – prieaugio ?enklas (Dp = p2 – p1; Dt = t2 – t1).

Kylant temperat?rai, cheminio proceso greitis paprastai did?ja. 1879 metais oland? mokslininkas J. van't Hoffas suformulavo empirin? taisykl?: temperat?rai pakilus 10 K, daugumos chemini? reakcij? greitis padid?ja 2-4 kartus.

Taisykl?s matematinis ?ym?jimas J. Van't Hoffas:

g 10 = (k t+10)/k t, kur k t – reakcijos grei?io konstanta esant T temperat?rai; k t+10 - reakcijos grei?io konstanta esant temperat?rai T+10; g 10 – Van't Hoff temperat?ros koeficientas. Jo reik?m? svyruoja nuo 2 iki 4. Biocheminiams procesams g 10 svyruoja nuo 7 iki 10.

Visi biologiniai procesai vyksta tam tikrame temperat?r? diapazone: 45-50°C. Optimali temperat?ra yra 36-40°C. ?iltakrauj? gyv?n? organizme ?i temperat?ra palaikoma pastovi d?l atitinkamos biosistemos termoreguliacijos. Tiriant biologines sistemas, naudojami temperat?ros koeficientai g 2, g 3, g 5. Palyginimui, jie suma?inami iki g 10.

Reakcijos grei?io priklausomyb? nuo temperat?ros, pagal Van't Hoff taisykl?, gali b?ti pavaizduota lygtimi:

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

Aktyvinimo energija. Reik?mingas reakcijos grei?io padid?jimas did?jant temperat?rai negali b?ti paai?kintas tik susid?rim? tarp reaguojan?i? med?iag? daleli? skai?iaus padid?jimu, nes pagal duj? kinetin? teorij?, kylant temperat?rai, susid?rim? skai?ius padid?ja iki nereik?mingo. apimtis. Reakcijos grei?io padid?jimas did?jant temperat?rai paai?kinamas tuo, kad chemin? reakcija ne?vyksta susid?rus su reaguojan?i? med?iag? dalel?mis, o tik susitinkant aktyviosioms dalel?ms, kurios susid?rimo momentu turi reikiam? energijos pertekli?.

Energija, reikalinga neaktyvioms dalel?ms paversti aktyviosiomis, vadinama aktyvacijos energija (Ea). Aktyvinimo energija – tai energijos perteklius, palyginti su vidutine verte, reikalingas reaguojan?ioms med?iagoms, kad joms susid?rus sureaguot?. Aktyvacijos energija matuojama kilod?auliais vienam moliui (kJ/mol). Paprastai E yra nuo 40 iki 200 kJ/mol.

Egzotermin?s ir endotermin?s reakcijos energijos diagrama parodyta Fig. 2.3. Bet kuriam cheminiam procesui galima i?skirti pradin?, tarpin? ir galutin? b?senas. Energijos barjero vir?uje reagentai yra tarpin?je b?senoje, vadinamoje aktyvuotu kompleksu arba pereinam?ja b?sena. Skirtumas tarp aktyvuoto komplekso energijos ir pradin?s reagent? energijos yra Ea, o skirtumas tarp reakcijos produkt? ir pradini? med?iag? (reagent?) energijos yra DH, reakcijos terminis efektas. Aktyvinimo energija, skirtingai nei DH, visada yra teigiama reik?m?. Vykstant egzoterminei reakcijai (2.3 pav., a) produktai yra ?emesniame energijos lygyje nei reagentai (Ea< DН).

Ea yra pagrindinis veiksnys, lemiantis reakcijos greit?: jei Ea > 120 kJ/mol (didesnis energijos barjeras, sistemoje ma?iau aktyvi? daleli?), reakcija vyksta l?tai; ir atvirk??iai, jei Ea< 40 кДж/моль, реакция осуществляется с большой скоростью.

Reakcijoms, kuriose dalyvauja sud?tingos biomolekul?s, reik?t? atsi?velgti ? tai, kad aktyvuotame komplekse, susidariusiame daleli? susid?rimo metu, molekul?s turi b?ti tam tikru b?du orientuotos erdv?je, nes tik reaguojanti molekul?s sritis, kuri yra ma?a palyginti su jo dyd?iu, patiria transformacij?.

Jei ?inomos grei?io konstantos k 1 ir k 2 esant temperat?rai T 1 ir T 2, galima apskai?iuoti Ea reik?m?.

Biocheminiuose procesuose aktyvacijos energija yra 2-3 kartus ma?esn? nei neorganiniuose. Tuo pa?iu metu reakcij?, kuriose dalyvauja pa?alin?s med?iagos, ksenobiotikai, Ea gerokai vir?ija ?prast? biochemini? proces? Ea. ?is faktas yra nat?rali sistemos bioapsauga nuo pa?alini? med?iag? poveikio, t.y. nat?ralios organizmo reakcijos vyksta palankiomis s?lygomis, kai Ea yra ma?as, o svetimoms reakcijoms Ea yra didelis. Tai gen? barjeras, apib?dinantis vien? i? pagrindini? biochemini? proces? ypatybi?.

Reakcij? ?takojantys veiksniai

?mogaus k?ne gyvoje l?stel?je vyksta t?kstan?iai fermentini? reakcij?. Ta?iau keli? pakop? proces? grandin?je skirtumas tarp atskir? reakcij? grei?i? yra gana didelis. Taigi, prie? baltym? molekuli? sintez? l?stel?je vyksta dar bent du etapai: perne?an?ios RNR sintez? ir ribosom? sintez?. Ta?iau laikas, per kur? t-RNR molekuli? koncentracija padvigub?ja, yra 1,7 minut?s, baltym? molekuli? – 17 minu?i?, o ribosom? – 170 minu?i?. L?tosios (ribojan?ios) stadijos bendro proceso greitis, m?s? pavyzdyje – ribosom? sintez?s greitis. Ribojan?ios reakcijos buvimas u?tikrina didel? patikimum? ir lankstum? kontroliuojant t?kstan?ius l?stel?je vykstan?i? reakcij?. Pakanka steb?ti ir reguliuoti tik pa?ius l??iausius i? j?. ?is daugiapakop?s sintez?s grei?io reguliavimo b?das vadinamas minimaliu principu. Tai leid?ia ?ymiai supaprastinti ir padaryti automatinio reguliavimo sistem? narve patikimesn?.

Kinetikoje naudojamos reakcij? klasifikacijos: reakcijos, homogenin?s, nevienalyt?s ir mikroheterogenin?s; reakcijos yra paprastos ir sud?tingos (lygiagre?ios, nuoseklios, konjuguotos, grandinin?s). Elementariosios reakcijos akto molekuli?kumas. Kinetin?s lygtys. Reakcijos tvarka. Pus? gyvenimo

Mikroheterogenin?s reakcijos –

Reakcijos molekuli?kum? lemia molekuli?, kurios elementarioje reakcijoje dalyvauja chemin?je s?veikoje, skai?ius. Tuo remiantis, reakcijos skirstomos ? monomolekulines, bimolekulines ir trimolekulines.

Tada A -> B tipo reakcijos bus monomolekulin?s, pavyzd?iui:

a) C 16 H 34 (t° C) -> C g H 18 + C 8 H 16 - angliavandenili? krekingo reakcija;

b) CaC0 3 (t°C) -> CaO + C0 2 - terminis kalcio karbonato skilimas.
A + B tipo reakcijos -> C arba 2A -> C - yra bimolekulin?s, pavyzd?iui:
a) C + 0 2 -> C0 2; b) 2H 2 0 2 -> 2H 2 0 + 0 2 ir kt.

Trimolekulin?s reakcijos apib?dinamos bendromis lygtimis, tokiomis kaip:

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

Pavyzd?iui: a) 2H 2 + 0 2 2H 2 0; b) 2NO + H2N20 + H20.

Reakcij? greitis, priklausantis nuo molekuli?kumo, bus i?reik?tas lygtimis: a) V = iki CA – monomolekulinei reakcijai; b) V = iki C A C arba c) V = iki C 2 A – bimolekulinei reakcijai; d) V = k C C in C e e) V = k C 2 A C in arba f) V = k C 3 A – trimolekulinei reakcijai.

Molekuli?kumas yra molekuli?, reaguojan?i? per vien? elementar? chemin? veiksm?, skai?ius.

Da?nai reakcijos molekuli?kum? nustatyti sunku, tod?l naudojamas formalesnis ?enklas – chemin?s reakcijos eili?kumas.

Reakcijos eil? lygi koncentracij? rodikli? sumai lygtyje, i?rei?kian?ioje reakcijos grei?io priklausomyb? nuo reaguojan?i? med?iag? koncentracijos (kinetin? lygtis).

Reakcijos eili?kumas da?niausiai nesutampa su molekuli?kumu d?l to, kad sunku nustatyti reakcijos mechanizm?, t.y. reakcijos „elementar? veiksm?“ (?r. molekuli?kumo ?enklo apibr??im?).

Panagrin?kime kelet? pavyzd?i?, iliustruojan?i? ?i? pozicij?.

1. Kristal? tirpimo greitis apib?dinamas nulin?s eil?s kinetikos lygtimis, nepaisant monomolekulinio reakcijos pob?d?io: AgCl (TB) ->Ag + + CI", V = k C(AgCl (TB p= k"C (AgCl (ra)) - p - tankis ir yra pastovi reik?m?, t.y. tirpimo greitis nepriklauso nuo i?tirpusios med?iagos kiekio (koncentracijos).

2. Sacharoz?s hidroliz?s reakcija: CO + H 2 0 -> C 6 H 12 0 6 (gliukoz?) + C 6 H 12 0 6 (fruktoz?) yra bimolekulin? reakcija, ta?iau jos kinetika apib?dinama pirmos eil?s kinetika lygtis: V = k*C cax, kadangi eksperimentin?mis s?lygomis, taip pat ir k?ne, vandens koncentracija yra pastovi reik?m? C(H 2 0) - konst.

3.
Vandenilio peroksido skilimo reakcija, kuri vyksta dalyvaujant katalizatoriams, neorganiniams Fe 3+, Cu 2+ metalo platinos jonams ir biologiniams fermentams, pavyzd?iui, katalazei, turi bendr? form?:

2H 2 0 2 -> 2H 2 0 + O t.y. jis yra dvimolekulinis.

Reakcijos grei?io priklausomyb? nuo koncentracijos. Pirmos, antros ir nulin?s eil?s reakcij? kinetin?s lygtys. Reakcij? grei?io ir grei?io konstantos nustatymo eksperimentiniai metodai.

Reakcijos grei?io priklausomyb? nuo temperat?ros. Van't Hoffo taisykl?. Temperat?ros reakcijos grei?io koeficientas ir jo ypatumai biocheminiams procesams.

g-temperat?rinis reakcijos grei?io koeficientas.

Fizin? reik?m?s g reik?m? yra ta, kad ji parodo, kiek kart? pasikei?ia reakcijos greitis kei?iantis temperat?rai kas 10 laipsni?.

15. Aktyvi? susid?rim? teorijos samprata. Reakcijos energinis profilis; aktyvinimo energija; Arrhenijaus lygtis. Sterinio faktoriaus vaidmuo. Pereinamosios b?senos teorijos samprata.

Ry?ys tarp grei?io konstantos, aktyvavimo energijos ir temperat?ros apib?dinamas Arrhenius lygtimi: k T = k 0 *Ae~ E / RT, kur k t ir k 0 yra grei?io konstantos esant temperat?rai T, o T e yra temperat?ros konstantos. nat?ralusis logaritmas, A yra sterinis koeficientas.

Sterinis faktorius A lemia dviej? reaguojan?i? daleli? susid?rimo tikimyb? aktyviame molekul?s centre. ?is veiksnys ypa? svarbus biochemin?ms reakcijoms su biopolimerais. R?g??i?-?arm? reakcijose H + jonas turi reaguoti su galine karboksilo grupe - COO." Ta?iau ne kiekvienas H + jono susid?rimas su baltymo molekule sukels ?i? reakcij?. Tik tie susid?rimai, kurie tiesiogiai ?vyksta tam tikruose ta?kuose. makromolekuli? bus veiksmingos, vadinamos aktyviais centrais.

I? Arrhenius lygties i?plaukia, kad kuo ma?esn? aktyvacijos energija E ir auk?tesn? proceso temperat?ra T, tuo didesn? grei?io konstanta.

336 u?davinys.
150 °C temperat?roje tam tikra reakcija baigiasi per 16 minu?i?. Atsi?velgdami ? reakcijos grei?io temperat?ros koeficient?, lyg? 2,5, apskai?iuokite, po kurio laiko ?i reakcija baigsis, jei ji bus atlikta: a) esant 20 0 °C; b) 80°C temperat?roje.
Sprendimas:
Pagal van't Hoffo taisykl? grei?io priklausomyb? nuo temperat?ros i?rei?kiama lygtimi:

v t ir k t - reakcijos greitis ir grei?io konstanta esant temperat?rai t°C; v (t + 10) ir k (t + 10) yra tos pa?ios vert?s esant temperat?rai (t + 10 0 C); - reakcijos grei?io temperat?ros koeficientas, kurio reik?m? daugeliui reakcij? yra nuo 2 iki 4.

a) Atsi?velgiant ? tai, kad chemin?s reakcijos greitis tam tikroje temperat?roje yra atvirk??iai proporcingas jos trukm?s trukmei, problemos teiginyje pateiktus duomenis pakei?iame formule, kuri kiekybi?kai i?rei?kia Van’t Hoffo taisykl?, gauname:

b) Kadangi ?i reakcija vyksta ma??jant temperat?rai, tada tam tikroje temperat?roje ?ios reakcijos greitis yra tiesiogiai proporcingas jos trukmei, mes pakei?iame problemos teiginyje pateiktus duomenis ? formul?, kuri kiekybi?kai i?rei?kia van' t Hoffo taisykl? gauname:

Atsakymas: a) 200 0 C temperat?roje t2 = 9,8 s; b) esant 80 0 C t3 = 162 h 1 min 16 s.

337 u?davinys.
Ar pasikeis reakcijos grei?io konstantos reik?m?: a) pakeitus vien? katalizatori? kitu; b) kai kei?iasi reaguojan?i? med?iag? koncentracijos?
Sprendimas:
Reakcijos grei?io konstanta yra vert?, kuri priklauso nuo reaguojan?i? med?iag? pob?d?io, nuo temperat?ros ir nuo katalizatori? buvimo ir nepriklauso nuo reaguojan?i? med?iag? koncentracijos. Jis gali b?ti lygus reakcijos grei?iui tuo atveju, kai reagent? koncentracijos lygios vienetui (1 mol/l).

a) Pakeitus vien? katalizatori? kitu, tam tikros chemin?s reakcijos greitis pasikeis arba padid?s. Jei naudojamas katalizatorius, chemin?s reakcijos greitis padid?s, o reakcijos grei?io konstantos reik?m? atitinkamai padid?s. Reakcijos grei?io konstantos reik?m? taip pat pasikeis pakeitus vien? katalizatori? kitu, o tai padidins arba suma?ins ?ios reakcijos greit?, palyginti su pradiniu katalizatoriumi.

b) Kei?iantis reagent? koncentracijai, pasikeis reakcijos grei?io reik?m?s, ta?iau reakcijos grei?io konstantos reik?m? nesikeis.

338 u?davinys.
Ar reakcijos terminis efektas priklauso nuo jos aktyvavimo energijos? Pagr?skite atsakym?.
Sprendimas:
Reakcijos terminis efektas priklauso tik nuo pradin?s ir galutin?s sistemos b?sen? ir nepriklauso nuo tarpini? proceso etap?. Aktyvacijos energija yra energijos perteklius, kur? turi tur?ti med?iag? molekul?s, kad j? susid?rimas lemt? naujos med?iagos susidarym?. ?jungimo energij? galima keisti didinant arba ma?inant temperat?r?, j? atitinkamai ma?inant arba didinant. Katalizatoriai ma?ina aktyvacijos energij?, o inhibitoriai – j?.

Taigi, pasikeitus aktyvacijos energijai, kei?iasi reakcijos greitis, bet ne pasikei?ia reakcijos ?iluminis poveikis. Reakcijos ?iluminis efektas yra pastovi reik?m? ir nepriklauso nuo tam tikros reakcijos aktyvavimo energijos poky?i?. Pavyzd?iui, amoniako susidarymo i? azoto ir vandenilio reakcija yra tokia:

?i reakcija yra egzotermin?, > 0). Reakcija vyksta ma??jant reaguojan?i? daleli? moli? skai?iui ir dujini? med?iag? moli? skai?iui, tod?l sistema i? ma?iau stabilios b?senos ? stabilesn?, ma??ja entropija,< 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:

339 u?davinys.
Kokios reakcijos, tiesiogin?s ar atvirk?tin?s, aktyvacijos energija didesn?, jei tiesiogin? reakcija i?skiria ?ilum??
Sprendimas:
Skirtumas tarp tiesiogin?s ir atvirk?tin?s reakcijos aktyvavimo energij? lygus ?iluminiam efektui: H = E a(rev.) - E a(rev.) . ?i reakcija vyksta i?siskiriant ?ilumai, t.y. yra egzoterminis,< 0 Исходя из этого, энергия активации прямой реакции имеет меньшее значение, чем энергия активации обратной реакции:
E a (pvz.)< Е а(обр.) .

Atsakymas: E a (pvz.)< Е а(обр.) .

340 u?davinys.
Kiek kart? padid?s reakcijos, vykstan?ios 298 K temperat?roje, greitis, jei jos aktyvavimo energija suma??s 4 kJ/mol?
Sprendimas:
Aktyvacijos energijos suma??jim? pa?ym?kime Ea, o reakcijos grei?io konstantas prie? ir po aktyvacijos energijos suma??jimo atitinkamai k ir k." Naudodami Arrhenius lygt? gauname:

E a - aktyvacijos energija, k ir k" - reakcijos grei?io konstantos, T - temperat?ra K (298).
Probleminius duomenis pakeit? paskutine lygtimi ir aktyvacijos energij? i?rei?k? d?auliais, apskai?iuojame reakcijos grei?io padid?jim?:

Atsakymas: 5 kartus.

Chemin?s reakcijos greitis priklauso nuo temperat?ros, o kylant temperat?rai reakcijos greitis did?ja. Oland? mokslininkas Van't Hoffas parod?, kad temperat?rai pakilus 10 laipsni?, daugumos reakcij? greitis padid?ja 2-4 kartus;

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

kur VT 2 ir VT 1 yra reakcijos greitis esant T 2 ir T 1 temperat?roms; y – reakcijos grei?io temperat?ros koeficientas, parodantis, kiek kart? reakcijos greitis padid?ja, kai temperat?ra padid?ja 10K.

Esant 1 mol/l reaguojan?i? med?iag? koncentracijai, reakcijos greitis skaitine tvarka lygus grei?io konstantai k. Tada lygtis rodo, kad grei?io konstanta priklauso nuo temperat?ros taip pat, kaip ir proceso greitis.

3. Para?ykite ?alinimo reakcijos su vandenilio halogenido i?siskyrimu variant?.

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

Bilietas Nr.4

1. Kas yra „atomin? mas?“, „molekulin? mas?“, „med?iagos molis“ ir kas laikoma atomin?s mas?s vienetu (amu)?

ATOMIN? MAS? – atomo mas? atomin?s mas?s vienetais (a.m.u.). Vienetui a. Laikoma, kad e.m yra 1/12 anglies-12 izotopo mas?s.

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

MOLEKULIN? MAS? – junginio molin? mas?, padalinta i? 1/12 anglies-12 atomo molin?s mas?s.

MOL – med?iagos kiekis, turintis tiek pat daleli? ar strukt?rini? vienet? (atom?, jon?, molekuli?, radikal?, elektron?, ekvivalent? ir kt.), kaip ir 12 a. e.m. anglies-12 izotopas.

Reakcijos grei?io didinimo esant katalizatoriui formul?.

Ea (aktyvacijos energijos) reik?m? galima pakeisti naudojant katalizatorius. Med?iagos, kurios dalyvauja, bet n?ra suvartojamos reakcijos procese, vadinamos katalizatoriais. Pats ?is rei?kinys vadinamas kataliz?. Reakcijos grei?io padid?jimas esant katalizatoriui nustatomas pagal formul?

Priklausomai nuo to, ar katalizatorius yra toje pa?ioje faz?je kaip ir reagentai, ar sudaro nepriklausom? faz?, kalbame apie homogenin? arba nevienalyt? kataliz?. Katalizinio veikimo mechanizmas jiems n?ra vienodas, ta?iau abiem atvejais reakcija paspart?ja d?l Ea suma??jimo. Yra nema?ai specifini? katalizatori? – inhibitori?, kurie ma?ina reakcijos greit?.

kur katalizinio proceso parametrai, V, k, Ea – nekatalizinio proceso parametrai.

Para?ykite anglies turin?i? neorganini? med?iag? degimo reakcijas deguonyje, nurodydami oksidatori? ir reduktorius, taip pat anglies oksidacijos b?sen? prie? ir po reakcijos.

C – reduktorius, oksidacijos procesas

O – oksidatorius, redukcijos procesas

Bilieto numeris 5

1. Kas yra elemento „elektronegatyvumas“, „valencija“, „oksidacijos b?sena“ ir kokios yra pagrindin?s j? nustatymo taisykl?s?

Oksidacijos laipsnis - s?lyginis elemento atomo kr?vis, gaunamas darant prielaid?, kad junginys susideda i? jon?. Jis gali b?ti teigiamas, neigiamas, nulis, trupmeninis ir ?ymimas arabi?ku skaitmeniu su „+“ arba „-“ ?enklu vir?utiniame de?iniajame elemento simbolio indekso pavidalu: C 1-, O 2-, H + , Mg 2+, N 3-, N 5+, Cr 6+.

Norint nustatyti junginio (jono) elemento oksidacijos b?sen? (s.o.), naudojamos ?ios taisykl?s:

1 Paprastose med?iagose (H2, S8, P4) p. O. lygus nuliui.

2 Konstantos s. O. turi ?armini? (E+) ir ?armini? ?emi? (E2+) element?, taip pat fluoro P-.

3 Daugumoje jungini? vandenilis turi c. O. H+ (H2O, CH4, HC1), hidriduose - H- (-NaH, CaH2); Su. O. deguonis, kaip taisykl?, yra lygus -2 (O2-), peroksiduose (-O-O-) - 1 (O-).

4 Dvejetainiuose nemetal? junginiuose neigiamas c. O. priskirtas elementui de?in?je).

5 Algebrin? suma p. O. molekul? lygi nuliui, jonas – jos kr?vis.

Atomo geb?jimas prijungti arba pakeisti tam tikr? skai?i? kit? atom? vadinamas VALENCIJA. Valenti?kumo matas yra vandenilio arba deguonies atom?, prijungt? prie elemento, skai?ius, jei vandenilis yra vienavalentis, o deguonis yra dvivalentis.