Daugumos cheminių reakcijų greitis didėja didėjant temperatūrai. Kadangi reagentų koncentracija praktiškai nepriklauso nuo temperatūros, pagal kinetinę reakcijos lygtį pagrindinis temperatūros poveikis reakcijos greičiui yra reakcijos greičio konstantos pokytis. Kylant temperatūrai, didėja susidūrusių dalelių energija ir tikimybė, kad susidūrimo metu įvyks cheminė transformacija.
Reakcijos greičio priklausomybę nuo temperatūros galima apibūdinti temperatūros koeficiento reikšme.
Eksperimentiniai duomenys apie temperatūros įtaką daugelio cheminių reakcijų greičiui esant įprastoms temperatūroms (273–373 K), esant mažam temperatūrų diapazonui, parodė, kad temperatūros padidėjimas 10 laipsnių padidina reakcijos greitį 2–4 kartus (autobusas). 't Hoffo taisyklė).
Anot van't Hoffo greičio konstantos temperatūros koeficientas(Van't Hoffo koeficientas)yra reakcijos greičio padidėjimas, kai temperatūra padidėja 10laipsnių.
(4.63)
kur ir yra greičio konstantos esant temperatūroms ir ; yra reakcijos greičio temperatūros koeficientas.
Kai temperatūra pakyla iki n dešimčių laipsnių, greičio konstantų santykis bus lygus
kur n gali būti sveikasis arba trupmeninis skaičius.
Van't Hoffo taisyklė yra apytikslė taisyklė. Jis taikomas siaurame temperatūrų diapazone, nes temperatūros koeficientas kinta priklausomai nuo temperatūros.
Tikslesnė reakcijos greičio konstantos priklausomybė nuo temperatūros išreiškiama pusiau empirine Arrhenius lygtimi
kur A yra priešeksponentinis koeficientas, kuris nepriklauso nuo temperatūros, bet yra nulemtas tik reakcijos tipo; E - cheminės reakcijos aktyvavimo energija. Aktyvinimo energija gali būti pavaizduota kaip tam tikra slenkstinė energija, apibūdinanti energijos barjero aukštį reakcijos kelyje. Įjungimo energija taip pat nepriklauso nuo temperatūros.
Ši priklausomybė nustatyta į pabaigos XIX in. Olandų mokslininkas Arrhenius už elementariąsias chemines reakcijas.
Tiesioginė aktyvinimo energija ( E 1) ir atvirkščiai ( E 2) reakcija yra susijusi su reakcijos D terminiu poveikiu H santykis (žr. 1 pav.):
E 1 – E 2 = D N.
Jei reakcija yra endoterminė ir D H> 0, tada E 1 > E 2, o priekinės reakcijos aktyvavimo energija yra didesnė nei atvirkštinės. Jei reakcija egzoterminė, tada E 1 < Е 2 .
Arrhenijaus lygtį (101) diferencine forma galima parašyti:
Iš lygties išplaukia, kad kuo didesnė aktyvacijos energija E, tuo greičiau reakcijos greitis didėja didėjant temperatūrai.
Kintamųjų atskyrimas k ir T ir svarstydamas E pastovią vertę, integravę (4.66) lygtį gauname:
Ryžiai. 5. Grafikas ln k–1/T.
, (4.67)
kur A yra priešeksponentinis koeficientas, turintis greičio konstantos matmenį. Jei ši lygtis galioja, tada grafike koordinatėmis eksperimentiniai taškai yra tiesėje tiesėje a kampu a abscisių ašies atžvilgiu, o nuolydis () yra lygus , todėl galima apskaičiuoti abscisių ašies aktyvavimo energiją. cheminė reakcija nuo greičio konstantos priklausomybės nuo temperatūros pagal lygtį .
Cheminės reakcijos aktyvavimo energiją galima apskaičiuoti iš greičio konstantų verčių esant dviem skirtingoms temperatūroms naudojant lygtį
. (4.68)
Teorinis Arrhenijaus lygties išvedimas padarytas elementarioms reakcijoms. Tačiau patirtis rodo, kad dauguma sudėtingų reakcijų taip pat paklūsta šiai lygčiai. Tačiau sudėtingų reakcijų atveju aktyvacijos energija ir išankstinis eksponentinis veiksnys Arrheniuso lygtyje neturi apibrėžtos fizinės reikšmės.
Arenijaus lygtis (4.67) leidžia patenkinamai apibūdinti platų reakcijų spektrą siaurame temperatūrų diapazone.
Reakcijos greičio priklausomybei nuo temperatūros apibūdinti taip pat naudojama modifikuota Arenijaus lygtis
,
(4.69)
kuriame jau yra trys parametrai : BET, E ir n.
(4.69) lygtis plačiai naudojama tirpaluose vykstančioms reakcijoms. Kai kurių reakcijų atveju reakcijos greičio konstantos priklausomybė nuo temperatūros skiriasi nuo pirmiau pateiktų priklausomybių. Pavyzdžiui, trečios eilės reakcijose greičio konstanta mažėja didėjant temperatūrai. Grandininėse egzoterminėse reakcijose reakcijos greičio konstanta smarkiai padidėja esant temperatūrai, viršijančiai tam tikrą ribą (terminis sprogimas).
4.5.1. Problemų sprendimo pavyzdžiai
1 pavyzdys Kai kurios reakcijos greičio konstanta didėjant temperatūrai pasikeitė taip: t 1 = 20 °C;
k 1 \u003d 2,76 10 -4 min. - vienas; t 2 \u003d 50 0 С; k 2 = 137,4 10 -4 min. -1 Nustatykite cheminės reakcijos greičio konstantos temperatūros koeficientą.
Sprendimas. Van't Hoff taisyklė leidžia iš santykio apskaičiuoti greičio konstantos temperatūros koeficientą
g n= =2 ¸ 4, kur n = = =3;
g 3 \u003d \u003d 49,78 g = 3,68
2 pavyzdys Naudodami van't Hoff taisyklę, apskaičiuokite, kokioje temperatūroje reakcija baigsis po 15 minučių, jei 20 0 C temperatūroje užtruko 120 minučių. Temperatūros koeficientas reakcijos greitis yra 3.
Sprendimas. Akivaizdu, kad kuo trumpesnis reakcijos laikas ( t), tuo didesnė reakcijos greičio konstanta:
3n = 8, n ln3 = ln8, n== .
Temperatūra, kurioje reakcija baigsis per 15 minučių:
20 + 1,9 × 10 \u003d 39 0 C.
3 pavyzdys Acto-etilo esterio muilinimo reakcijos su šarmo tirpalu greičio konstanta 282,4 K temperatūroje yra lygi 2,37 l 2 / mol 2 min. , o esant 287,40 K temperatūrai jis lygus 3,2 l 2 / mol 2 min. Raskite temperatūrą, kuriai esant šios reakcijos greičio konstanta yra 4?
Sprendimas.
1. Žinodami greičio konstantų reikšmes esant dviem temperatūroms, galime rasti reakcijos aktyvavimo energiją:
= 
= 40,8 kJ/mol.
2. Žinant aktyvacijos energijos reikšmę, iš Arrhenius lygties
,
Klausimai ir užduotys savikontrolei.
1. Kokie dydžiai vadinami „Arrhenius“ parametrais?
2. Koks minimalus eksperimentinių duomenų kiekis reikalingas cheminės reakcijos aktyvavimo energijai apskaičiuoti?
3. Parodykite, kad greičio konstantos temperatūros koeficientas priklauso nuo temperatūros.
4. Ar yra nukrypimų nuo Arenijaus lygties? Kaip šiuo atveju galima apibūdinti greičio konstantos priklausomybę nuo temperatūros?
Sudėtingų reakcijų kinetika
Reakcijos, kaip taisyklė, nevyksta per tiesioginę visų pradinių dalelių sąveiką su tiesioginiu jų perėjimu į reakcijos produktus, bet susideda iš kelių elementarių etapų. Tai visų pirma taikoma reakcijoms, kuriose, pagal jų stechiometrinę lygtį, dalyvauja daugiau nei trys dalelės. Tačiau net ir dviejų ar vienos dalelės reakcijos dažnai vyksta ne paprastu bi- ar monomolekuliniu mechanizmu, o sudėtingesniu keliu, ty per keletą elementarių etapų.
Reakcijos vadinamos kompleksinėmis, jei pradinių medžiagų suvartojimas ir reakcijos produktų susidarymas vyksta per keletą elementarių etapų, kurie gali vykti vienu metu arba nuosekliai. Tuo pačiu metu kai kuriuose etapuose dalyvauja medžiagos, kurios nėra nei pradinės medžiagos, nei reakcijos produktai (tarpinės medžiagos).
Kaip sudėtingos reakcijos pavyzdį galime laikyti etileno chlorinimo reakciją su dichloretano susidarymu. Tiesioginė sąveika turi eiti per keturių narių aktyvuotą kompleksą, kuris yra susijęs su aukšto energijos barjero įveikimu. Tokio proceso greitis yra mažas. Jei sistemoje vienaip ar kitaip susidaro atomai (pavyzdžiui, veikiant šviesai), tai procesas gali vykti pagal grandininį mechanizmą. Atomas lengvai prisijungia prie dvigubos jungties ir sudaro laisvąjį radikalą - . Šis laisvasis radikalas gali lengvai atplėšti atomą nuo molekulės, kad susidarytų galutinis produktas - , dėl kurio laisvasis atomas atsinaujina.
Dėl šių dviejų etapų viena molekulė ir viena molekulė paverčiama produkto molekule - , o regeneruotas atomas sąveikauja su kita etileno molekule. Abiejų etapų aktyvavimo energija yra maža, todėl greitai reaguojama. Atsižvelgiant į laisvųjų atomų ir laisvųjų radikalų rekombinacijos galimybę, visa proceso schema gali būti parašyta taip:
Esant visai įvairovei, sudėtingos reakcijos gali būti sumažintos iki kelių tipų sudėtingų reakcijų derinio, būtent lygiagrečios, nuoseklios ir nuoseklios lygiagrečios reakcijos.
Du etapai vadinami paeiliui jei viename etape susidariusi dalelė yra pradinė kitoje stadijoje. Pavyzdžiui, pirmiau pateiktoje schemoje pirmasis ir antrasis etapai yra nuoseklūs:
.
Du etapai vadinami lygiagrečiai, jei tos pačios dalelės dalyvauja kaip pradinės abiejose. Pavyzdžiui, reakcijos schemoje ketvirtasis ir penktasis etapai yra lygiagrečiai:
Du etapai vadinami serija-lygiagreti, jei jos yra lygiagrečios vienos ir nuoseklios kitos šiose stadijose dalyvaujančios dalelės atžvilgiu.
Serijinių lygiagrečių žingsnių pavyzdys yra antrasis ir ketvirtasis šios reakcijos schemos žingsniai.
Į charakteristikos Tai, kad reakcija vyksta pagal sudėtingą mechanizmą, apima šiuos požymius:
Reakcijų eilės ir stechiometrinių koeficientų neatitikimas;
Produktų sudėties keitimas priklausomai nuo temperatūros, pradinės koncentracijos ir kitų sąlygų;
Proceso pagreitinimas arba sulėtėjimas, kai į reakcijos mišinį įdedama nedideli medžiagų kiekiai;
Indo medžiagos ir matmenų įtaka reakcijos greičiui ir kt.
Atliekant sudėtingų reakcijų kinetinę analizę, taikomas nepriklausomumo principas: „Jei sistemoje vienu metu vyksta kelios paprastos reakcijos, tai kiekvienai iš jų galioja pagrindinis cheminės kinetikos postulatas, tarsi ši reakcija būtų vienintelė“. Šį principą galima suformuluoti ir taip: „Elementariosios reakcijos greičio konstantos reikšmė nepriklauso nuo to, ar tam tikroje sistemoje vienu metu vyksta kitos elementarios reakcijos“.
Nepriklausomumo principas galioja daugumai reakcijų, vykstančių pagal sudėtingą mechanizmą, tačiau nėra universalus, nes yra reakcijų, kurių metu paprastos reakcijos paveikti kitų eigą (pavyzdžiui, susietos reakcijos).
Svarbus sudėtingų cheminių reakcijų tyrimas yra principas mikrogrįžtamumas arba detalus balansas:
jei sudėtingame procese susidaro cheminė pusiausvyra, tai pirminės ir atvirkštinės reakcijų greičiai turi būti vienodi kiekviename elementiniame etape.
Dažniausias sudėtingos reakcijos atvejis yra tada, kai reakcija vyksta keliais paprastais etapais, vykstančiais skirtingu greičiu. Greičių skirtumas lemia tai, kad reakcijos produkto gavimo kinetika gali būti nustatyta tik vienos reakcijos dėsniais. Pavyzdžiui, lygiagrečių reakcijų atveju viso proceso greitis nustatomas pagal greičiausio etapo greitį, o nuoseklioms reakcijoms – lėčiausią. Todėl analizuojant lygiagrečių reakcijų su dideliu konstantų skirtumu kinetiką galima nepaisyti lėtosios stadijos greičio, o analizuojant nuoseklias reakcijas greitosios reakcijos greičio nustatyti nebūtina.
Nuosekliose reakcijose vadinama lėčiausia reakcija ribojantis. Ribavimo pakopa turi mažiausią greičio konstantą.
Jei sudėtingos reakcijos atskirų etapų greičio konstantų vertės yra artimos, tai būtina pilna analizė visa kinetinė schema.
Greitį lemiančios stadijos sąvokos įvedimas daugeliu atvejų supaprastina matematinę tokių sistemų svarstymo pusę ir paaiškina tai, kad kartais sudėtingų, daugiapakopių reakcijų kinetika gerai apibūdinama paprastomis lygtimis, pavyzdžiui, pirmasis užsakymas.
Temperatūra ir reakcijos greitis
Esant fiksuotai temperatūrai, reakcija galima, jei sąveikaujančios molekulės turi tam tikrą energijos kiekį. Arenijus tai pavadino pertekline energija aktyvacijos energija , ir pačios molekulės aktyvuota.
Anot Arrheniaus, greičio konstanta k ir aktyvinimo energija E a yra susiję su ryšiu, vadinamu Arrhenius lygtimi:
Čia A yra priešeksponentinis veiksnys, R yra universali dujų konstanta, T yra absoliuti temperatūra.
Taigi, esant pastoviai temperatūrai, nustatomas reakcijos greitis E a. Daugiau E a, temos mažesnis skaičius aktyvių molekulių ir tuo lėčiau vyksta reakcija. Kai mažėja E a greitis didėja ir E a= 0 reakcija vyksta akimirksniu.
Vertė E a charakterizuoja reaguojančių medžiagų pobūdį ir nustatoma eksperimentiškai pagal priklausomybę k = f(T). Užrašę (5.3) lygtį logaritmine forma ir išsprendę ją konstantoms esant dviem temperatūroms, randame E a:
γ yra cheminės reakcijos greičio temperatūros koeficientas. Van't Hoff taisyklė taikoma ribotai, nes γ reikšmė priklauso nuo temperatūros ir už regiono ribų E a= 50–100 kJ ∙ mol–1 ši taisyklė visiškai nesilaikoma.
Ant pav. 5.4 matyti, kad energija, sunaudota pirminiams produktams perkelti į aktyvią būseną (A * – aktyvuotas kompleksas), vėliau visiškai arba iš dalies išspinduliuojama pereinant prie galutinių produktų. Skirtumas tarp pradinių ir galutinių produktų energijų lemia Δ H reakcija, kuri nepriklauso nuo aktyvavimo energijos.
Taigi, pakeliui iš pradinės būsenos į galutinę būseną, sistema turi įveikti energetinį barjerą. Tik aktyvios molekulės, susidūrimo momentu turinčios reikiamą energijos perteklių E a, gali įveikti šį barjerą ir pradėti cheminę sąveiką. Kylant temperatūrai, aktyvių molekulių dalis reakcijos terpėje didėja.
Preeksponentinis daugiklisA charakterizuoja iš viso susidūrimai. Reakcijoms su paprastomis molekulėmis A artimas teoriniam susidūrimo dydžiui Z, t.y. A = Z apskaičiuojamas pagal dujų kinetinę teoriją. Sudėtingoms molekulėms A ≠ Z, todėl būtina įvesti sterinį faktorių P:
Čia Z yra visų susidūrimų skaičius, P yra erdviškai palankių susidūrimų dalis (reikšmes nuo 0 iki ), yra aktyvių, t.y. energetiškai palankių susidūrimų dalis.
Greičio konstantos matmuo gaunamas iš santykio
Analizuodami (5.3) išraišką, darome išvadą, kad yra dvi pagrindinės reakcijos pagreitinimo galimybės:
a) temperatūros padidėjimas,
b) aktyvacijos energijos sumažėjimas.
Užduotys ir testai tema "Cheminė kinetika. Temperatūra ir reakcijos greitis"
- Cheminės reakcijos greitis. Katalizatoriai - Cheminių reakcijų klasifikacija ir jų eigos dėsniai 8–9 kl
Pamokos: 5 Užduotys: 8 Viktorinos: 1
Iš kokybinių sumetimų aišku, kad reakcijų greitis turėtų didėti didėjant temperatūrai, nes šiuo atveju didėja susidūrusių dalelių energija ir tikimybė, kad susidūrimo metu įvyks cheminė transformacija. Kiekybiniam temperatūros poveikio cheminės kinetikos aprašymui naudojami du pagrindiniai santykiai – van't Hoff taisyklė ir Arrhenius lygtis.
Van't Hoffo taisyklė slypi tame, kad kaitinant 10 °C, daugumos cheminių reakcijų greitis padidėja 2–4 kartus. Matematiškai tai reiškia, kad reakcijos greitis priklauso nuo temperatūros pagal galios dėsnį:
, (4.1)
kur temperatūros greičio koeficientas ( = 24). Van't Hoff taisyklė yra labai grubi ir taikoma tik labai ribotame temperatūros diapazone.
Daug tiksliau yra Arenijaus lygtis aprašant greičio konstantos priklausomybę nuo temperatūros:
, (4.2)
kur R- universali dujų konstanta; A- ikieksponentinis koeficientas, kuris nepriklauso nuo temperatūros, o nustatomas tik pagal reakcijos tipą; E A - aktyvacijos energija, kurią galima apibūdinti kaip tam tikrą slenkstinę energiją: grubiai tariant, jei dalelių susidūrimo energija yra mažesnė nei E A, tada reakcija neįvyks susidūrimo metu, jei energija viršys E A, įvyks reakcija. Įjungimo energija nepriklauso nuo temperatūros.
Grafinė priklausomybė k(T) taip:
Esant žemai temperatūrai, cheminės reakcijos beveik nevyksta: k(T) 0. Esant labai aukštai temperatūrai, greičio konstanta siekia ribinę vertę: k(T)A. Tai atitinka faktą, kad visos molekulės yra chemiškai aktyvios ir kiekvienas susidūrimas sukelia reakciją.
Įjungimo energiją galima nustatyti išmatuojant greičio konstantą dviejose temperatūrose. (4.2) lygtis reiškia:
. (4.3)
Tiksliau, aktyvavimo energija nustatoma pagal greičio konstantos vertes keliose temperatūrose. Tam Arrhenijaus lygtis (4.2) parašyta logaritmine forma
ir eksperimentinius duomenis surašykite koordinatėmis ln k - 1/T. Gautos tiesės nuolydžio liestinė yra E A / R.
Kai kurių reakcijų preeksponentinis koeficientas tik šiek tiek priklauso nuo temperatūros. Šiuo atveju vadinamasis eksperimentinė aktyvinimo energija:
. (4.4)
Jei priešeksponentinis koeficientas yra pastovus, tada eksperimentinė aktyvavimo energija yra lygi Arrhenius aktyvacijos energijai: E op = E A.
4-1 pavyzdys. Naudodamiesi Arrhenius lygtimi, įvertinkite, kokiomis temperatūromis ir aktyvavimo energija galioja van't Hoff taisyklė.
Sprendimas. Pavaizduokime van't Hoff taisyklę (4.1) kaip greičio konstantos priklausomybę nuo laipsnio:
,
kur B - pastovus. Palyginkime šią išraišką su Arenijaus lygtimi (4.2), gaudami reikšmę ~ e = 2.718:
.
Paimkime abiejų šios apytikslės lygybės dalių natūralųjį logaritmą:
.
Atskirdami gautą santykį temperatūros atžvilgiu, randame norimą ryšį tarp aktyvavimo energijos ir temperatūros:
Jei aktyvavimo energija ir temperatūra maždaug atitinka šį ryšį, tada van't Hoff taisyklė gali būti naudojama norint įvertinti temperatūros poveikį reakcijos greičiui.
4-2 pavyzdys. Pirmosios eilės reakcija 70 °C temperatūroje 40 % baigiasi per 60 minučių. Kokioje temperatūroje reakcija įvyks 80 % per 120 min., jei aktyvacijos energija yra 60 kJ/mol?
Sprendimas. Pirmos eilės reakcijos greičio konstanta išreiškiama konversijos laipsniu taip:
,
kur a = x/a- transformacijos laipsnis. Šią lygtį rašome esant dviem temperatūroms, atsižvelgdami į Arrhenius lygtį:
kur E A= 60 kJ/mol, T 1 = 343 tūkst., t 1 = 60 min., a 1 = 0,4, t 2 = 120 min., a 2 = 0,8. Padalinkite vieną lygtį iš kitos ir paimkite logaritmą:
Pakeitę aukščiau nurodytus kiekius į šią išraišką, randame T 2 \u003d 333 K \u003d 60 o C.
4-3 pavyzdys. Perėjus nuo -1,1 o C iki +2,2 o C temperatūros, žuvų raumenų bakterinės hidrolizės greitis padvigubėja. Įvertinkite šios reakcijos aktyvacijos energiją.
Sprendimas. Hidrolizės greitis padidėja 2 kartus dėl greičio konstantos padidėjimo: k 2 = 2k vienas . Aktyvinimo energija, palyginti su greičio konstantomis, esant dviem temperatūroms, gali būti nustatyta pagal (4.3) lygtį su T 1 = t 1 + 273,15 = 272,05 K T 2 = t 2 + 273,15 = 275,35 tūkst.
130800 J/mol = 130,8 kJ/mol.
4-1. Naudodami van't Hoff taisyklę, apskaičiuokite, kokioje temperatūroje reakcija baigsis po 15 minučių, jei 20 ° C temperatūroje užtrunka 2 valandas. Greičio temperatūros koeficientas yra 3. (atsakymas)
4-2. Medžiagos pusinės eliminacijos laikas 323 K temperatūroje yra 100 minučių, o 353 K temperatūroje – 15 minučių. Nustatykite temperatūros greičio koeficientą. (Atsakymas)
4-3. Kokia turėtų būti aktyvacijos energija, kad reakcijos greitis padidėtų 3 kartus, temperatūrai padidėjus 10 0 С a) esant 300 K; b) esant 1000 K? (atsakymas)
4-4. Pirmosios eilės reakcijos aktyvavimo energija yra 25 kcal/mol, o išankstinis eksponentinis koeficientas yra 5 . 10 13 sek -1 . Kokioje temperatūroje šios reakcijos pusinės eliminacijos laikas bus: a) 1 min; b) 30 dienų? (atsakymas)
4-5. Kuriuo iš dviejų atvejų padidėja reakcijos greičio konstanta daugiau kartus: kaitinant nuo 0 o C iki 10 o C arba kai kaitinant nuo 10 o C iki 20 o C? Atsakymą pagrįskite Arrhenius lygtimi. (Atsakymas)
4-6. Vienos reakcijos aktyvavimo energija yra 1,5 karto didesnė už kitos reakcijos aktyvavimo energiją. Kai šildomas nuo T 1 iki T 2 antrosios reakcijos greičio konstanta padidėjo a kartą. Kiek kartų padidėjo pirmosios reakcijos greičio konstanta kaitinant nuo T 1 iki T 2? (atsakymas)
4-7. Sudėtingos reakcijos greičio konstanta išreiškiama elementariųjų pakopų greičio konstantomis taip:
Sudėtingos reakcijos aktyvacijos energiją ir ikieksponentinį koeficientą išreikškite atitinkamais dydžiais, susijusiais su elementariomis stadijomis. (Atsakymas)
4-8. AT negrįžtama reakcija 1 eilės per 20 min., esant 125 o C, pradinės medžiagos virsmo laipsnis buvo 60%, o esant 145 o C temperatūrai toks pat konversijos laipsnis pasiektas per 5,5 min. Raskite šios reakcijos greičio konstantas ir aktyvacijos energiją. (Atsakymas)
4-9. 1-osios eilės reakcija 25 ° C temperatūroje baigiasi 30% per 30 minučių. Kokioje temperatūroje reakcija įvyks 60 % per 40 minučių, jei aktyvacijos energija yra 30 kJ/mol? (Atsakymas)
4-10. Pirmos eilės reakcija 25 ° C temperatūroje 70% baigiama per 15 minučių. Kokioje temperatūroje reakcija įvyks 50 % per 15 minučių, jei aktyvacijos energija yra 50 kJ/mol? (Atsakymas)
4-11. Pirmos eilės reakcijos greičio konstanta yra 4,02. 10 -4 s -1 esant 393 K ir 1,98 . 10 -3 s -1 esant 413 K. Apskaičiuokite šios reakcijos priešeksponentinį koeficientą. (Atsakymas)
4-12. Reakcijos H 2 + I 2 2HI greičio konstanta 683 K temperatūroje yra 0,0659 l / (mol. min.), o esant 716 K temperatūrai - 0,375 l / (mol. min.). Raskite šios reakcijos aktyvacijos energiją ir greičio konstantą 700 K temperatūroje. (Atsakymas)
4-13. Reakcijos 2N 2 O 2N 2 + O 2 greičio konstanta 986 K temperatūroje yra 6,72 l / (mol. min.), o esant 1165 K temperatūrai - 977,0 l / (mol. min.). Raskite šios reakcijos aktyvacijos energiją ir greičio konstantą 1053,0 K temperatūroje. (Atsakymas)
4-14. Trichloracetato jonas jonizuojančiuose tirpikliuose, kuriuose yra H +, skyla pagal lygtį
H + + CCl 3 COO - CO 2 + CHCl 3
Greitį lemiantis žingsnis yra monomolekulinis C-C jungties skilimas trichloracetato jone. Reakcija vyksta pirmąja tvarka, o greičio konstantos turi šias reikšmes: k= 3,11 . 10 -4 s -1 esant 90 o C, k= 7,62 . 10 -5 s -1 esant 80 o C. Apskaičiuokite a) aktyvacijos energiją, b) greičio konstantą esant 60 o C. (atsakymas)
4-15. Reakcijos CH 3 COOC 2 H 5 + NaOH * CH 3 COONa + C 2 H 5 OH greičio konstanta 282,6 K temperatūroje yra 2,307 l / (mol. min.), o esant 318,1 K - 21,65 l / (mol. min.). Raskite šios reakcijos aktyvacijos energiją ir greičio konstantą 343 K temperatūroje. (Atsakymas)
4-16. Reakcijos C 12 H 22 O 11 + H 2 O C 6 H 12 O 6 + C 6 H 12 O 6 greičio konstanta 298,2 K temperatūroje yra 0,765 l / (mol. min.), o esant 328,2 K - 35,5 l/(mol min). Raskite šios reakcijos aktyvacijos energiją ir greičio konstantą 313,2 K temperatūroje. (Atsakymas)
4-17. Medžiaga skaidosi dviem lygiagrečiais keliais su greičio konstantomis k 1 ir k 2. Kuo skiriasi šių dviejų reakcijų aktyvavimo energijos, jei 10 o C temperatūroje k 1 /k 2 = 10 ir 40 o C temperatūroje k 1 /k 2 = 0,1? (atsakymas)
4-18. Dviejose tos pačios eilės reakcijose aktyvavimo energijų skirtumas yra E 2 - E 1 = 40 kJ/mol. Esant 293 K temperatūrai greičio konstantų santykis yra k 1 /k 2 \u003d 2. Kokioje temperatūroje greičio konstantos taps lygios? (Atsakymas)
4-19. Acetono dikarboksirūgšties skilimas vandeniniame tirpale yra pirmos eilės reakcija. Šios reakcijos greičio konstantos buvo matuojamos skirtingomis temperatūromis:
Apskaičiuokite aktyvavimo energiją ir priešeksponentinį koeficientą. Koks yra pusinės eliminacijos laikas 25°C temperatūroje?
336 uždavinys.
150 °C temperatūroje tam tikra reakcija baigiasi per 16 minučių. Atsižvelgdami į reakcijos greičio temperatūros koeficientą, lygų 2,5, apskaičiuokite, kiek laiko baigsis ši reakcija, jei ji vyks: a) esant 20 0 °С; b) 80°C temperatūroje.
Sprendimas:
Pagal van't Hoff taisyklę greičio priklausomybė nuo temperatūros išreiškiama lygtimi:
v t ir k t - reakcijos greitis ir greičio konstanta esant t°C temperatūrai; v (t + 10) ir k (t + 10) tos pačios vertės esant temperatūrai (t + 10 0 C); - reakcijos greičio temperatūros koeficientas, kurio reikšmė daugeliui reakcijų yra nuo 2 iki 4.
a) Atsižvelgiant į tai, kad cheminės reakcijos greitis tam tikroje temperatūroje yra atvirkščiai proporcingas jos eigos trukmei, uždavinio sąlygoje pateiktus duomenis pakeičiame formule, kuri kiekybiškai išreiškia van't Hoff taisyklę, gauname :
b) Kadangi ši reakcija vyksta mažėjant temperatūrai, tada tam tikroje temperatūroje šios reakcijos greitis yra tiesiogiai proporcingas jos eigos trukmei, uždavinio sąlygoje pateiktus duomenis pakeičiame formule, kuri kiekybiškai išreiškia Van't Hoff taisyklė, gauname:
Atsakymas: a) esant 200 0 С t2 = 9,8 s; b) esant 80 0 С t3 = 162 h 1 min 16 s.
337 uždavinys.
Ar pasikeis reakcijos greičio konstantos reikšmė: a) pakeitus vieną katalizatorių kitu; b) kai keičiasi reagentų koncentracijos?
Sprendimas:
Reakcijos greičio konstanta yra vertė, kuri priklauso nuo reagentų pobūdžio, nuo temperatūros ir nuo katalizatorių buvimo, bet nepriklauso nuo reagentų koncentracijos. Jis gali būti lygus reakcijos greičiui tuo atveju, kai reagentų koncentracijos lygios vienetui (1 mol/l).
a) Kai vienas katalizatorius pakeičiamas kitu, tam tikros cheminės reakcijos greitis pasikeis arba padidės. Jei naudojamas katalizatorius, cheminės reakcijos greitis padidės, o reakcijos greičio konstantos reikšmė atitinkamai padidės. Reakcijos greičio konstantos reikšmė taip pat pasikeis, kai vienas katalizatorius bus pakeistas kitu, o tai padidins arba sumažins šios reakcijos greitį, palyginti su pradiniu katalizatoriumi.
b) Pasikeitus reagentų koncentracijai, pasikeis reakcijos greičio reikšmės, o reakcijos greičio konstantos reikšmė nesikeis.
338 uždavinys.
Ar reakcijos terminis efektas priklauso nuo jos aktyvavimo energijos? Pagrįskite atsakymą.
Sprendimas:
Reakcijos terminis efektas priklauso tik nuo pradinės ir galutinės sistemos būsenos ir nepriklauso nuo tarpinių proceso etapų. Aktyvacijos energija yra energijos perteklius, kurį turi turėti medžiagų molekulės, kad jų susidūrimas lemtų naujos medžiagos susidarymą. Įjungimo energiją galima keisti pakeliant arba mažinant temperatūrą, atitinkamai ją mažinant arba didinant. Katalizatoriai sumažina aktyvacijos energiją, o inhibitoriai – ją.
Taigi, pasikeitus aktyvacijos energijai, keičiasi reakcijos greitis, bet ne keičiasi reakcijos šiluma. Reakcijos šiluminis efektas yra pastovi reikšmė ir nepriklauso nuo tam tikros reakcijos aktyvavimo energijos pokyčio. Pavyzdžiui, amoniako susidarymo iš azoto ir vandenilio reakcija yra tokia:
Ši reakcija yra egzoterminė, > 0). Reakcija vyksta mažėjant reaguojančių dalelių molių skaičiui ir molių skaičiui dujinių medžiagų, kuri perkelia sistemą iš mažiau stabilios būsenos į stabilesnę, entropija mažėja,< 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 uždavinys.
Kokios reakcijos, tiesioginės ar atvirkštinės, aktyvacijos energija yra didesnė, jei tiesioginė reakcija vyksta išleidžiant šilumą?
Sprendimas:
Skirtumas tarp tiesioginės ir atvirkštinės reakcijų aktyvavimo energijos yra lygus šiluminiam efektui: H \u003d E a (pr.) - E a (arr.) . Ši reakcija vyksta išsiskiriant šilumai, 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 uždavinys.
Kiek kartų padidės reakcijos, vykstančios 298 K temperatūroje, greitis, jei jos aktyvacijos energija sumažės 4 kJ/mol?
Sprendimas:
Aktyvacijos energijos sumažėjimą pažymėkime Ea, o reakcijos greičio konstantas prieš ir po aktyvavimo energijos sumažėjimo atitinkamai k ir k. Naudodami Arrhenius lygtį gauname:
E a yra aktyvacijos energija, k ir k" yra reakcijos greičio konstantos, T yra temperatūra K (298).
Uždavinio duomenis pakeitę paskutine lygtimi ir išreiškę aktyvacijos energiją džauliais, apskaičiuojame reakcijos greičio padidėjimą:
Atsakymas: 5 kartus.
Van't Hoffo taisyklė:
temperatūrai pakilus 10 laipsnių, homogeninės cheminės reakcijos greitis padidėja 2-4 kartus.
kur V2 yra reakcijos greitis esant temperatūrai T2, V1 yra reakcijos greitis esant temperatūrai T1, yra reakcijos temperatūros koeficientas (jei jis lygus, pavyzdžiui, 2, tada pakilus temperatūrai reakcijos greitis padidės 2 kartus 10 laipsnių).
Iš van't Hoffo lygties temperatūros koeficientas apskaičiuojamas pagal formulę:
Aktyvių susidūrimų teorija apibendrina dėsningumus chem.r greičio priklausomybė nuo temperatūros:
1. Reaguoti gali ne visos molekulės, o tik ypatingos aktyvios būsenos
2. Molekulės aktyvacija įvyksta dėl biomolekulinio susidūrimo.
3. Susidūrus maždaug vienodo energijos kiekio dalelėms, ji persiskirsto, ko pasekoje vienos iš molekulių energija pasiekia aktyvacijos energiją atitinkančią reikšmę.
4. Temperatūros įtaka reakcijos greičiui: pusiausvyros tarp įprastų ir aktyvių molekulių poslinkis pirmųjų koncentracijos didėjimo link.
Reakcijos energetinis profilis (potencinės energijos ir reakcijos koordinatės diagrama)
Aktyvinimo energija Ea- mažiausia papildoma energija, kuri turi būti suteikta molekulei, viršijanti jos vidutinę vertę, kad susidarytų cheminė medžiaga. sąveika.
Arenijaus lygtis nustato cheminės reakcijos k greičio konstantos priklausomybę nuo temperatūros T.
Čia A apibūdina reaguojančių molekulių susidūrimų dažnį, R yra universali dujų konstanta.
7. Katalizė. Homogeninė ir nevienalytė katalizė. Fermentų katalizinio aktyvumo ypatumai. Katalizė - cheminių reakcijų greičio pokytis dalyvaujant medžiagoms, kurios, pasibaigus reakcijai, lieka nepakitusios savo forma ir kiekiais. Reakcijos greičio padidėjimas vadinamas teigiama katalizė, mažinti - neigiama katalizė (arba slopinimas). Katalizatoriaiįvardykite medžiagas, kurios sukelia teigiamą katalizę; reakcijas lėtinančios medžiagos inhibitoriai. Atskirkite homogeninę ir nevienalytę katalizę. Vandenilio peroksido disproporcijos reakcijos pagreitinimas vandeniniame tirpale esant dichromato jonams yra homogeninės katalizės pavyzdys (katalizatorius sudaro vieną fazę su reakcijos mišiniu), o esant mangano (IV) oksidui. heterogeninės katalizės pavyzdys (vandeninis peroksido-skystosios fazės tirpalas, mangano oksidas - kieta medžiaga). Biocheminių reakcijų katalizatoriai yra baltyminio pobūdžio ir vadinami fermentai. Fermentai nuo įprastų katalizatorių skiriasi keliais atžvilgiais: 1) turi daug didesnį katalizinį efektyvumą; 2) didelis specifiškumas, t.y. veiksmų selektyvumas; 3) daugelis fermentų turi katalizinį aktyvumą tik vieno substrato atžvilgiu; 4) fermentai rodo maksimalų efektyvumą tik esant švelnioms sąlygoms, kurioms būdingas nedidelis temperatūrų diapazonas ir pH vertės. Fermentų aktyvumas \u003d Reakcijos greitis nulinė tvarka. 8. Cheminis balansas. Grįžtamasis ir negrįžtamas reakcijos kryptimi. Cheminė pusiausvyra: dinaminė būsena, kai pirmyn ir atgal vykstančių reakcijų greičiai yra vienodi. Pusiausvyros konstanta: pastoviai išorinės sąlygos esant pusiausvyrai, produkto koncentracijų sandaugos ir reagentų koncentracijų sandaugos santykis, atsižvelgiant į stechiometriją, yra pastovi vertė, nepriklausoma nuo cheminė sudėtis sistemos. K c yra susijęs su Gibbso standartu E: Le Chatelier principas: kokio nors veiksnio (t, c, p) įtaka pusiausvyros sistemai skatina pusiausvyros poslinkį tokia kryptimi, o tai prisideda prie pradinių sistemos charakteristikų atkūrimo. Termodinaminės pusiausvyros sąlygos: G 2 -G 1 \u003d 0S 2 -S 1 \u003d 0 Grįžtamasis p-tion: tokiomis sąlygomis spontaniškai teka tiek į priekį, tiek į priešingą pusę .Vykdykite sąlygas: - Mažai tirpios nuosėdos - dujos - mažai disociuojanti medžiaga (vanduo) - stabilus kompleksinis junginys Negrįžtamas rajonas: tam tikromis sąlygomis teka viena kryptimi. Padėtis cheminė pusiausvyra priklauso nuo šių reakcijos parametrų: temperatūros, slėgio ir koncentracijos. Šių veiksnių įtaka cheminė reakcija, paklusk taisyklės, kurios buvo išreikštos bendras vaizdas prancūzų mokslininko Le Chatelier 1884 m. Šiuolaikinė Le Chatelier principo formuluotė yra tokia:
9. Vandens ir tirpalų vaidmuo gyvenime. Tirpimo termodinamika.Sprendimas yra vienalytė kintamos sudėties dviejų ar daugiau medžiagų sistema, esanti pusiausvyros būsenoje. Klasifikacija: 1) pasverti(stambioji dispersinė sistema): suspensijos (kietos medžiagos skystyje) ir emulsijos (skystas skystyje) 2) koloidai, zoliai(smulkios dispersijos sistemos). Sprendimų vertė gyvenime: daugelis cheminių procesų vyksta tik tada, kai juose dalyvaujančios medžiagos yra ištirpusios. Svarbiausi biologiniai skysčiai (kraujas, limfa, šlapimas, seilės, prakaitas) yra druskų, baltymų, angliavandenių, lipidų tirpalai vandenyje. Maisto asimiliacija yra susijusi su maistinių medžiagų perėjimu į ištirpusią būseną. Biocheminės reakcijos gyvuose organizmuose vyksta tirpaluose. Bioskysčiai dalyvauja maistinių medžiagų (riebalų, aminorūgščių, deguonies), vaistų pernešime į organus ir audinius, taip pat metabolitų pašalinime iš organizmo. Skystose organizmo terpėse rūgštingumo pastovumas, druskų koncentracija ir organinės medžiagos(koncentracijos homeostazė). Labiausiai paplitęs tirpiklis mūsų planetoje yra vandens. Vandens savybės: pranoksta visas medžiagas savo šilumos talpa; nenormalus aušinimo elgesys – vanduo kondensuojasi, pradeda grimzti, tada pakyla (visos kitos medžiagos sutankinamos skęsta); gali sublimuoti (vandens sublimacija) - sublimacija (tam tikromis sąlygomis ledas gali virsti garais, prieš tai nepavirtęs skystu vandeniu, t.y. netirpdamas); vanduo ištirpdo visas medžiagas (tik klausimas kiek?); didelė vandens dielektrinė konstanta (vertė, rodanti, kiek kartų sąveikos jėga tarp dviejų tam tikros medžiagos krūvių yra mažesnė nei vakuume); aukšta kritinė temperatūra; vanduo yra amfolitas (ne rūgštus, ne bazinis); dalyvauja kuriant polimerines kūno struktūras (baltymus, lipidus ...); membranos transportavimo pagrindas. Tirpimo termodinamika: pagal 2-ąjį termodinamikos dėsnį ties p, T=konst medžiagos gali savaime ištirpti bet kuriame tirpiklyje, jei dėl šio proceso sumažėja sistemos Gibso energija, t.y. . G=(H – T S)<0 . (H- entalpijos faktorius, T S yra tirpimo entropijos faktorius). Tirpinant skystas ir kietas medžiagas S>0. Dujų tirpinimas skystyje S<0. Entalpijos pokytis yra entalpijos pokyčio algebrinė suma H kr dėl kristalinės gardelės sunaikinimo ir entalpijos pasikeitimo H sol dėl tirpiklių dalelių H sol = H kr + H Sol . Tirpinant dujas, entalpija H cr = 0, nes nereikia eikvoti energijos, kad sunaikintų kristalinę gardelę. Tirpimo metu gali keistis ir entropija, ir entalpija. 10 . Idealus sprendimas- maišymosi entalpija lygi 0 (homogeniniai angliavandenilių mišiniai; hipotetinis sprendimas, kur visų tarpmolekulinės sąveikos jėgų lygybė). Tirpumo konstanta arba PR- tai mažai tirpaus elektrolito jonų koncentracijos prisotintame tirpale tam tikroje temperatūroje sandauga - pastovi vertė BaCO 3 \u003d Ba + CO 3, Ks \u003dTirpimo ir kritulių sąlygos Nusodinimas ir tirpimas - mainų reakcijos, vykstančios elektrolito tirpale ---1) Elektrolitas nusodins, jei jo jonų koncentracijos tirpale sandauga yra didesnė už tirpumo konstantą c (Ba) * c (CO 3)> Kpr 2) Jo nuosėdos ištirps, jei viskas atvirkščiai 11. Tirpalų koligacinės savybės. Koliatyvinės tirpalų savybės- tai yra jų savybės, kurios tam tikromis sąlygomis yra lygios ir nepriklausomos nuo ištirpusios medžiagos cheminės prigimties; tirpalų savybės, kurios priklauso tik nuo kinetinių vienetų skaičiaus ir nuo jų terminis judėjimas. Raulo dėsnis ir jo pasekmės Garai, esantys pusiausvyroje su skysčiu, vadinami sočiaisiais. Tokių garų slėgis virš gryno tirpiklio (p0) vadinamas gryno tirpiklio slėgiu arba sočiųjų garų slėgiu. Tirpalo, kuriame yra nelakiosios medžiagos, garų slėgis yra tiesiogiai proporcingas tirpiklio molinei daliai tame tirpale: p = p0 χr-l, kur p – garų slėgis virš tirpalo, PA; p0 – garų slėgis virš gryno tirpiklio; χr-l – tirpiklio molinė dalis. Elektrolitų tirpalams naudojama kiek kitokia lygties forma, kuri leidžia pridedant prie jo izotoninį koeficientą: Δp = i p0 χv -va, kur Δp yra tikrasis slėgio pokytis, palyginti su grynu tirpikliu; χv-va yra medžiagos molinė dalis tirpale. Pagal Raoult dėsnį yra du pasekmes. Pagal vieną iš jų tirpalo virimo temperatūra yra aukštesnė už tirpiklio virimo temperatūrą. Taip yra dėl to, kad tirpiklio sočiųjų garų slėgis virš tirpalo tampa lygus atmosferos slėgiui (skysčio virimo sąlyga) aukštesnėje temperatūroje nei gryno tirpiklio atveju. Virimo temperatūros padidėjimas Tboil yra proporcingas tirpalo moliškumui:. Tkip = Ke cm kur Ke – ebulioskopinė tirpiklio konstanta, cm – molinė koncentracija. Pagal antrasis tyrimas pagal Raoult dėsnį, tirpalo užšalimo (kristalizacijos) temperatūra yra žemesnė už gryno tirpiklio užšalimo (kristalizavimo) temperatūrą. Taip yra dėl mažesnio tirpiklio garų slėgio virš tirpalo nei virš tirpiklio. Užšalimo (kristalizacijos) temperatūros Тzam sumažėjimas yra proporcingas tirpalo moliškumui : Tzam = Kk cm kur Kk – tirpalo krioskopinė konstanta Tirpalų kristalizacijos temperatūros mažinimas.Būklė kristalizacija yra tirpiklio sočiųjų garų slėgio lygybė tirpalo garų slėgiui virš kieto tirpiklio. Kadangi tirpiklio garų slėgis virš tirpalo visada yra mažesnis nei gryno tirpiklio, ši lygybė visada bus pasiekiama esant žemesnei nei tirpiklio užšalimo temperatūrai. Taigi, vandenyno vanduo pradeda užšalti maždaug minus 2 ° C temperatūroje. Skirtumas tarp tirpiklio kristalizacijos temperatūros ir tirpalo kristalizacijos pradžios temperatūros yra kristalizacijos temperatūros sumažėjimas. Tirpalų virimo temperatūros didinimas Skystis verda tokioje temperatūroje, kuriai esant bendras sočiųjų garų slėgis tampa lygus išoriniam slėgiui. sočiųjų garų slėgis tirpale bet kurioje temperatūroje bus mažesnis nei gryno tirpiklio, o jo išorinis slėgis bus lygus aukštesnėje temperatūroje. Taigi nelakios medžiagos T tirpalo virimo temperatūra visada yra aukštesnė už gryno tirpiklio virimo temperatūrą esant tokiam pačiam slėgiui T °. Be galo praskiestų nelakių medžiagų tirpalų virimo temperatūra nepadidėja. priklauso nuo ištirpusios medžiagos pobūdžio ir yra tiesiogiai proporcinga tirpalo molinei koncentracijai. Savaiminis tirpiklio prasiskverbimas per pusiau pralaidžią membraną, skiriančią tirpalą ir tirpiklį arba du tirpalus su skirtingomis tirpiosios medžiagos koncentracijomis, vadinamas osmosas. Osmosas atsiranda dėl tirpiklio molekulių difuzijos per pusiau pralaidų barjerą, per kurį prasiskverbia tik tirpiklio molekulės. Tirpiklio molekulės difunduoja iš tirpiklio į tirpalą arba iš mažiau koncentruoto tirpalo į labiau koncentruotą. Osmosas apibūdinamas kiekybiškai osmoso slėgis, lygi jėgai, tenkančiai paviršiaus ploto vienetui, ir verčianti tirpiklio molekules prasiskverbti pro pusiau pralaidžią pertvarą. Jis lygus tirpalo kolonėlės slėgiui osmometre, kurio aukštis h. Esant pusiausvyrai, išorinis slėgis subalansuoja osmosinį slėgį. Šiuo atveju molekulių tiesioginių ir atvirkštinių perėjimų per pusiau laidžią pertvarą greičiai tampa vienodi. Osmosinis slėgis didėja didėjant tirpių medžiagų koncentracijai ir temperatūrai. Van't Hoffas pasiūlė, kad osmosiniam slėgiui būtų galima taikyti idealių dujų būsenos lygtį: pV = nRT arba p = (n/V) RT iš kur p = su RT, kur p – osmosinis slėgis (kPa), c – molinė tirpalo koncentracija. Osmosinis slėgis yra tiesiogiai proporcingas tirpios medžiagos molinei koncentracijai ir temperatūrai. Osmosas vaidina labai svarbus vaidmuo biologiniuose procesuose, užtikrinant vandens tekėjimą į ląsteles ir kitas struktūras. Tokie pat osmosinio slėgio tirpalai vadinami izotoninis. Jei osmosinis slėgis yra didesnis nei tarpląstelinis, tada jis vadinamas hipertoniniu, jei mažesnis nei tarpląstelinis – hipotoniniu. Izotoninis koeficientas (taip pat van't Hoff faktorius; žymimas i) yra bematis parametras, apibūdinantis medžiagos elgseną tirpale. Jis skaitine prasme lygus tam tikros medžiagos tirpalo tam tikros koliatyvinės savybės vertės ir tos pačios koncentracijos neelektrolito tos pačios koligatyvinės savybės vertės santykiui, kai kiti sistemos parametrai nesikeičia. Izosmija-santykinis osmosinio slėgio pastovumas skystose organizmo terpėse ir audiniuose, dėl juose esančių medžiagų koncentracijų išlaikymo tam tikrame lygyje: elektrolitų, baltymų.Tai viena svarbiausių organizmo fiziologinių konstantų, teikiama savireguliacijos (Homeostazės) mechanizmų. HEMOLIZE- raudonųjų kraujo kūnelių sunaikinimas, kartu su hemoglobino išsiskyrimu iš jų. Fizinės priežastys reiškia aukštą ir žemą temperatūrą, ultragarsą, cheminius - hemolizinius nuodus, tam tikrus vaistus ir tt Hemolizė gali atsirasti perpylus nesuderinamą kraują, įvedant hipotoninius tirpalus. Plazmolizė- kai ląstelės dedamos į hipertoninį tirpalą, vanduo iš ląstelių patenka į labiau koncentruotą tirpalą ir stebimas ląstelių susiraukšlėjimas.
Elektrolitų tirpalų teorijos elementai. Stiprūs ir silpni elektrolitai. Silpno elektrolito jonizacijos konstanta. Ostvaldo veisimo įstatymas. Tirpalo jonų stiprumas. Jonų aktyvumas ir aktyvumo koeficientas. Elektrolitai organizme, seilės kaip elektrolitas.
elektrolitų yra joninės arba labai polinės medžiagos kovalentiniai ryšiai in vandeniniai tirpalai atsižvelgiant į elektrolitinė disociacija dėl to susidaro katijonai ir anijonai.
Stiprūs elektrolitai- medžiagos, galinčios visiškai disocijuoti. Tai apima daugumą druskų, taip pat kai kurias molekulinės struktūros medžiagas (HCl).
Silpni elektrolitai disocijuoja iki nežymaus laipsnio, o jų vyraujanti forma yra molekulinė (H2S, organinės rūgštys).
Kiekybiškai molekulinio elektrolito gebėjimą disociuoti lemia jonizacijos laipsnis ( tai priklauso nuo elektrolito koncentracijos ):
čia Ntot yra bendras molekulių skaičius tirpale; N jonizacija – tai į jonus suskaidytų molekulių skaičius.
Jonizacijos konstanta:
Kur [A], [B] yra suirę jonai
- į jonus nesuirusią medžiagą.
Ostvaldo praskiedimo dėsnis:
K= α 2 c/1- α ,
Kur α yra jonizacijos laipsnis
C – molinė koncentracija
Tirpalo jonų stiprumas:
I=0,5∑s i z i 2,
Čia c i yra jono molinė koncentracija tirpale, mol/l
z i yra jonų krūvis.
Jonų aktyvumas yra jo efektyvi koncentracija.
Aktyvumas yra susijęs su moline koncentracija taip:
kur f yra aktyvumo faktorius
elektrolitų organizme: Na ir Cl dalyvauti palaikant rūgščių ir šarmų pusiausvyrą, osmosinį balansą organizme. Sa vaidina svarbų vaidmenį statant kaulinį audinį ir dantis, reguliuojant kraujo rūgštingumą ir jo krešėjimą, raumenų ir nervinio audinio jaudrumą. Į daugiausia randama kūno skysčiuose ir minkštuosiuose audiniuose, kur jis yra būtinas elementas palaikyti osmosinį slėgį, reguliuoti kraujo pH. mg yra daugelio fermentinių reakcijų kofaktorius, būtinas visuose baltymų sintezės etapuose. gyvuose organizmuose Fe yra svarbus mikroelementas, katalizuojantis deguonies mainų procesus. Co yra vitamino B 12 dalis, dalyvauja hematopoezėje, funkcijose nervų sistema ir kepenyse – fermentinės reakcijos. Zn būtinas vitamino E apykaitai, dalyvauja įvairių anabolinių hormonų, įskaitant insuliną, testosteroną ir augimo hormoną, sintezėje organizme. Mn turi įtakos augimui, kraujo susidarymui ir lytinių liaukų funkcijai.
Seilės kaip elektrolitas yra sudėtinga biocheminė aplinka. H + ir OH jonų skaičius "nustato seilių pH, kuris paprastai yra 6,9. Reikšmė pH skiriasi priklausomai nuo patologinio proceso burnos ertmėje pobūdžio. Taigi. sergant infekcinėmis ligomis, seilių reakcija yra rūgšti. Iš neorganinių medžiagų seilėse yra chloro, bromo, jodo, fluoro anijonų. Fosfatų anijonai, fluoras prisideda prie elektrocheminių potencialų padidėjimo, chloro anijonai - jonų krūvių pernešimą ir yra depoliarizatorius (anodinius ir katodinius procesus pagreitinantis veiksnys). Seilėse nustatomi mikroelementai: geležis, varis, sidabras, manganas, aliuminis ir kt. – ir makroelementai: kalcis, kalis, natris, magnis, fosforas.
