Ovisnost brzine reakcije o temperaturi. Temperaturni koeficijent reakcije i njegove karakteristike za biohemijske procese. Arrheniusova jednadžba. Hemijska kinetika. Temperatura i brzina reakcije
Temperatura i brzina reakcije
Na fiksnoj temperaturi, reakcija je moguća ako molekuli u interakciji imaju određenu količinu energije. Arrhenius je to nazvao višak energije aktivaciona energija i sami molekuli aktiviran.
Prema Arrheniusu, konstanta brzine k i aktivacionu energiju Ea povezani su relacijom koja se zove Arrheniusova jednačina:
Evo A je predeksponencijalni faktor, R je univerzalna plinska konstanta, T je apsolutna temperatura.
Dakle, pri konstantnoj temperaturi, brzina reakcije određuje Ea. Više Ea, što je manji broj aktivnih molekula i sporije se odvija reakcija. Kada se smanjuje Ea brzina se povećava i Ea= 0 reakcija se odvija trenutno.
Vrijednost Ea karakteriše prirodu reagujućih supstanci i određuje se eksperimentalno iz zavisnosti k = f(T). Zapisujući jednadžbu (5.3) u logaritamskom obliku i rješavajući je za konstante na dvije temperature, nalazimo Ea:
γ je temperaturni koeficijent brzine hemijske reakcije. Van't Hoffovo pravilo ima ograničenu primjenu, budući da vrijednost γ ovisi o temperaturi i izvan regije Ea= 50–100 kJ ∙ mol–1 ovo pravilo uopšte nije ispunjeno.
Na sl. 5.4 može se vidjeti da se energija potrošena na prelazak početnih proizvoda u aktivno stanje (A * - aktivirani kompleks) zatim u potpunosti ili djelimično ponovo emituje tokom prelaska na finalne proizvode. Razlika između energija početnog i krajnjeg proizvoda određuje Δ H reakcija koja ne zavisi od energije aktivacije.
Dakle, na putu od početnog do konačnog stanja, sistem mora savladati energetsku barijeru. Samo aktivni molekuli koji u trenutku sudara posjeduju potreban višak energije jednak Ea, može prevazići ovu barijeru i ući u hemijsku interakciju. Kako temperatura raste, udio aktivnih molekula u reakcionom mediju raste.
Predeksponencijalni množiteljA karakteriše ukupan broj sudara. Za reakcije s jednostavnim molekulima A blizu teorijske veličine sudara Z, tj. A = Z izračunato iz kinetičke teorije gasova. Za složene molekule A ≠ Z, pa je potrebno uvesti sterički faktor P:
Evo Z je broj svih sudara, P je udio sudara koji je povoljan u prostorni odnos(uzima vrijednosti od 0 do ), je udio aktivnih, odnosno energetski povoljnih sudara.
Dimenzija konstante brzine se dobija iz relacije
Analizirajući izraz (5.3), dolazimo do zaključka da postoje dvije fundamentalne mogućnosti za ubrzanje reakcije:
a) povećanje temperature,
b) smanjenje energije aktivacije.
Zadaci i testovi na temu "Kemijska kinetika. Temperatura i brzina reakcije"
- Brzina hemijske reakcije. Katalizatori - Klasifikacija hemijskih reakcija i obrazaca njihovog toka 8–9 razred
Lekcije: 5 zadataka: 8 kvizova: 1
Brzina većine hemijskih reakcija raste sa povećanjem temperature. Budući da je koncentracija reaktanata praktički nezavisna od temperature, u skladu s kinetičkom jednadžbom reakcije, glavni utjecaj temperature na brzinu reakcije je kroz promjenu konstante brzine reakcije. Kako temperatura raste, energija čestica u sudaru raste i vjerovatnoća da dođe do hemijske transformacije tokom sudara raste.
Ovisnost brzine reakcije o temperaturi može se okarakterizirati vrijednošću temperaturnog koeficijenta.
Eksperimentalni podaci o uticaju temperature na brzinu mnogih hemijskih reakcija na uobičajenim temperaturama (273–373 K), u malom temperaturnom opsegu, pokazali su da povećanje temperature za 10 stepeni povećava brzinu reakcije za 2–4 puta (van ne Hoffovo pravilo).
Prema van't Hoffu temperaturni koeficijent konstante brzine(Van't Hoff koeficijent)je povećanje brzine reakcije s povećanjem temperature za 10stepeni.
(4.63)
gdje su i konstante brzine na temperaturama i ; je temperaturni koeficijent brzine reakcije.
Kada temperatura poraste na n desetine stepeni, odnos konstanti brzine će biti jednak
gdje n može biti cijeli ili razlomak.
Van't Hoffovo pravilo je približno pravilo. Primjenjiv je u uskom temperaturnom rasponu, jer se temperaturni koeficijent mijenja s temperaturom.
Preciznija zavisnost konstante brzine reakcije od temperature izražena je semi-empirijskom Arrheniusovom jednačinom
gdje je A predeksponencijalni faktor koji ne ovisi o temperaturi, već je određen samo vrstom reakcije; E - aktivaciona energija hemijske reakcije. Energija aktivacije se može predstaviti kao određena granična energija koja karakterizira visinu energetske barijere na putu reakcije. Energija aktivacije također ne ovisi o temperaturi.
Ova zavisnost je postavljena na kasno XIX in. Holandski naučnik Arrhenius za elementarne hemijske reakcije.
Energija direktne aktivacije ( E 1) i obrnuto ( E 2) reakcija je povezana sa toplotnim efektom reakcije D H omjer (vidi sliku 1):
E 1 – E 2=D N.
Ako je reakcija endotermna i D H> 0, onda E 1 > E 2 i energija aktivacije prednje reakcije je veća od reverzne. Ako je reakcija egzotermna, onda E 1 < Е 2 .
Arrheniusova jednadžba (101) u diferencijalnom obliku može se napisati:
Iz jednadžbe slijedi da što je veća energija aktivacije E, brzina reakcije se brže povećava s temperaturom.
Razdvajanje varijabli k i T i s obzirom E konstantne vrijednosti, nakon integracije jednačine (4.66) dobijamo:
Rice. 5. Grafikon ln k–1/T.
, (4.67)
gdje je A predeksponencijalni faktor koji ima dimenziju konstante brzine. Ako je ova jednadžba važeća, tada se na grafu u koordinatama eksperimentalne točke nalaze na pravoj liniji pod uglom a prema x-osi i nagib() je jednako , što omogućava da se izračuna energija aktivacije hemijske reakcije iz zavisnosti konstante brzine o temperaturi prema jednačini .
Energija aktivacije kemijske reakcije može se izračunati iz vrijednosti konstanti brzine na dva razne temperature prema jednačini
. (4.68)
Izveden je teorijski izvod Arrheniusove jednadžbe za elementarne reakcije. Ali iskustvo pokazuje da se velika većina složenih reakcija također pridržava ove jednačine. Međutim, za složene reakcije, energija aktivacije i predeksponencijalni faktor u Arrheniusovoj jednačini nemaju određeno fizičko značenje.
Arrheniusova jednačina (4.67) omogućava zadovoljavajući opis širokog spektra reakcija u uskom temperaturnom rasponu.
Za opisivanje ovisnosti brzine reakcije od temperature, također se koristi modificirana Arrheniusova jednadžba
,
(4.69)
koji već uključuje tri parametra : ALI, E i n.
Jednačina (4.69) se široko koristi za reakcije koje se dešavaju u rastvorima. Za neke reakcije, ovisnost konstante brzine reakcije o temperaturi razlikuje se od gore navedenih ovisnosti. Na primjer, u reakcijama trećeg reda, konstanta brzine opada s povećanjem temperature. U lančanim egzotermnim reakcijama, konstanta brzine reakcije naglo raste na temperaturi iznad određene granice (termalna eksplozija).
4.5.1. Primjeri rješavanja problema
Primjer 1 Konstanta brzine neke reakcije s porastom temperature mijenjala se na sljedeći način: t 1 = 20°C;
k 1 \u003d 2,76 10 -4 min. -jedan ; t 2 \u003d 50 0 C; k 2 = 137,4 10 -4 min. -1 Odrediti temperaturni koeficijent konstante brzine hemijske reakcije.
Odluka. Van't Hoffovo pravilo omogućava da se iz relacije izračuna temperaturni koeficijent konstante brzine
g n= =2 ¸ 4, gdje n = = =3;
g 3 = \u003d 49,78 g = 3,68
Primjer 2 Koristeći van't Hoffovo pravilo izračunajte na kojoj temperaturi će se reakcija završiti za 15 minuta, ako je na temperaturi od 20 0 C trajala 120 minuta. Temperaturni koeficijent brzina reakcije je 3.
Odluka. Očigledno, što je kraće vrijeme reakcije ( t), što je veća konstanta brzine reakcije:
3n = 8, n ln3 = ln8, n== .
Temperatura na kojoj će se reakcija završiti za 15 minuta je:
20 + 1,9 × 10 \u003d 39 0 C.
Primjer 3 Konstanta brzine reakcije saponifikacije octeno-etil estera sa alkalnom otopinom na temperaturi od 282,4 K jednaka je 2,37 l 2 / mol 2 min. , a na temperaturi od 287,40 K iznosi 3,2 l 2 / mol 2 min. Pronađite temperaturu na kojoj je konstanta brzine ove reakcije 4?
Odluka.
1. Znajući vrijednosti konstanti brzine na dvije temperature, možemo pronaći energiju aktivacije reakcije:
= 
= 40,8 kJ/mol.
2. Poznavanje vrijednosti energije aktivacije, iz Arrheniusove jednačine
Pitanja i zadaci za samokontrolu.
1. Koje se veličine nazivaju "Arrheniusovi" parametri?
2. Koja je minimalna količina eksperimentalnih podataka potrebna za izračunavanje energije aktivacije hemijske reakcije?
3. Pokazati da temperaturni koeficijent konstante brzine zavisi od temperature.
4. Postoje li odstupanja od Arrheniusove jednačine? Kako se u ovom slučaju može opisati ovisnost konstante brzine o temperaturi?
Kinetika složenih reakcija
Reakcije se po pravilu ne odvijaju direktnom interakcijom svih početnih čestica sa njihovim direktnim prelaskom u produkte reakcije, već se sastoje od nekoliko elementarnih faza. To se prvenstveno odnosi na reakcije u kojima, prema njihovoj stehiometrijskoj jednačini, učestvuje više od tri čestice. Međutim, čak i reakcije dvije ili jedne čestice često se ne odvijaju jednostavnim bi- ili monomolekularnim mehanizmom, već složenijim putem, odnosno kroz niz elementarnih faza.
Reakcije se nazivaju složenim ako se potrošnja polaznih materijala i stvaranje produkta reakcije odvijaju kroz niz elementarnih faza koje se mogu odvijati istovremeno ili uzastopno. Istovremeno se odvijaju neke etape uz učešće tvari koje nisu ni polazne tvari ni produkti reakcije (intermedijarne tvari).
Kao primjer kompleksna reakcija možemo razmotriti reakciju hloriranja etilena sa stvaranjem dihloretana. Direktna interakcija mora proći kroz četveročlani aktivirani kompleks, koji je povezan s prevladavanjem visoke energetske barijere. Brzina takvog procesa je mala. Ako se atomi formiraju u sistemu na ovaj ili onaj način (na primjer, pod djelovanjem svjetlosti), tada se proces može odvijati prema lančanom mehanizmu. Atom se lako spaja na dvostrukoj vezi i formira slobodni radikal - . Ovaj slobodni radikal može lako otkinuti atom od molekule kako bi formirao konačni proizvod - , zbog čega se slobodni atom regenerira.
Kao rezultat ove dvije faze, jedan molekul i jedan molekul se pretvaraju u molekul proizvoda - , a regenerirani atom stupa u interakciju sa sljedećim molekulom etilena. Oba stupnja imaju niske energije aktivacije i na taj način se postiže brza reakcija. Uzimajući u obzir mogućnost rekombinacije slobodnih atoma i slobodnih radikala puna šema proces se može napisati kao:
Uz svu raznolikost, složene reakcije se mogu svesti na kombinaciju nekoliko vrsta složenih reakcija, tj paralelne, sekvencijalne i serijsko-paralelne reakcije.
Dva stupnja se nazivaju sukcesivno ako je čestica nastala u jednoj fazi početna čestica u drugoj fazi. Na primjer, u gornjoj shemi, prva i druga faza su uzastopne:
.
Dva stupnja se nazivaju paralelno, ako iste čestice učestvuju kao početne u oba. Na primjer, u shemi reakcije, četvrta i peta faza su paralelne:
Dva stupnja se nazivaju serijski paralelni, ako su paralelne u odnosu na jednu i sekvencijalne u odnosu na drugu od čestica koje učestvuju u ovim fazama.
Primjer serijsko-paralelnih koraka su drugi i četvrti korak ove reakcione sheme.
To karakteristikečinjenica da se reakcija odvija po složenom mehanizmu su sledeće znakove:
Neusklađenost reda reakcije i stehiometrijskih koeficijenata;
Promena sastava proizvoda u zavisnosti od temperature, početnih koncentracija i drugih uslova;
Ubrzanje ili usporavanje procesa kada se u reakcionu smjesu dodaju male količine tvari;
Utjecaj materijala i dimenzija posude na brzinu reakcije itd.
U kinetičkoj analizi složenih reakcija primenjuje se princip nezavisnosti: „Ako se u sistemu istovremeno dešava nekoliko jednostavnih reakcija, onda za svaku od njih važi osnovni postulat hemijske kinetike, kao da je ova reakcija jedina.“ Ovaj princip se također može formulirati na sljedeći način: "Vrijednost konstante brzine elementarne reakcije ne zavisi od toga da li se druge elementarne reakcije odvijaju istovremeno u datom sistemu."
Načelo nezavisnosti vrijedi za većinu reakcija koje se odvijaju po složenom mehanizmu, ali nije univerzalno, jer postoje reakcije u kojima neke jednostavne reakcije utječu na tok drugih (na primjer, konjugirane reakcije).
U proučavanju složenih hemijskih reakcija važan je princip mikroreverzibilnost ili detaljan bilans:
ako u složen proces hemijska ravnoteža je uspostavljena, tada brzine direktne i reverzne reakcije moraju biti jednake za svaki elementarni stupanj.
Najčešći slučaj složene reakcije će biti slučaj kada se reakcija odvija kroz nekoliko jednostavnih koraka različite brzine. Razlika u brzinama dovodi do činjenice da se kinetika dobivanja produkta reakcije može odrediti zakonima samo jedne reakcije. Na primjer, za paralelne reakcije, brzina cijelog procesa je određena brzinom najbrže faze, a za sekvencijalne reakcije najsporije. Stoga se pri analizi kinetike paralelnih reakcija sa značajnom razlikom u konstantama može zanemariti brzina sporog stupnja, a pri analizi sekvencijalnih reakcija nije potrebno određivati brzinu brze reakcije.
U sekvencijalnim reakcijama naziva se najsporija reakcija ograničavajući. Limitirajuća faza ima najmanju konstantu brzine.
Ako su vrijednosti konstanti brzine pojedinih faza složene reakcije bliske, onda je to neophodno potpuna analiza cjelokupnu kinetičku shemu.
Uvođenje koncepta faze koja određuje brzinu u mnogim slučajevima pojednostavljuje matematičku stranu razmatranja takvih sistema i objašnjava činjenicu da se ponekad kinetika složenih, višestepenih reakcija dobro opisuje jednostavnim jednadžbama, na primjer, prve red.
Kako temperatura raste, brzina hemijskog procesa se obično povećava. Godine 1879. holandski naučnik J. van't Hoff formulirao je empirijsko pravilo: s povećanjem temperature za 10 K, brzina većine hemijskih reakcija povećava se 2-4 puta.
Matematička notacija pravila I. van't Hoff:
γ 10 \u003d (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; γ 10 - Van't Hoffov temperaturni koeficijent. Njegova vrijednost se kreće od 2 do 4. Za biohemijski procesiγ 10 varira od 7 do 10.
Svi biološki procesi se odvijaju u određenom temperaturnom rasponu: 45-50°C. Optimalna temperatura je 36-40°C. U tijelu toplokrvnih životinja ova temperatura se održava konstantnom zbog termoregulacije odgovarajućeg biosistema. Pri proučavanju biosistema koriste se temperaturni koeficijenti γ 2 , γ 3 , γ 5 . Za poređenje, dovedeni su do γ 10 .
Ovisnost brzine reakcije od temperature, u skladu s van't Hoffovim pravilom, može se predstaviti jednadžbom:
V 2 /V 1 \u003d γ ((T 2 -T 1) / 10)
Energija aktivacije. Značajno povećanje brzine reakcije sa porastom temperature ne može se objasniti samo povećanjem broja sudara između čestica reagujućih supstanci, budući da se, u skladu s kinetičkom teorijom gasova, broj sudara neznatno povećava sa porastom temperature. Povećanje brzine reakcije s povećanjem temperature objašnjava se činjenicom da se kemijska reakcija ne događa nikakvim sudarom čestica reagujućih supstanci, već samo susretom aktivnih čestica koje imaju potreban višak energije u trenutku sudara.
Energija potrebna za pretvaranje neaktivnih čestica u aktivne čestice naziva se energija aktivacije (Ea). Energija aktivacije - višak, u poređenju sa prosječnom vrijednošću, energija potrebna za ulazak reaktanata u reakciju kada se sudaraju. Energija aktivacije se mjeri u kilodžulima po molu (kJ/mol). Obično je E od 40 do 200 kJ/mol.
Energetski dijagram egzotermne i endotermne reakcije prikazan je na sl. 2.3. Za bilo koji hemijski proces moguće je razlikovati početno, srednje i konačno stanje. Na vrhu energetske barijere, reaktanti su u srednjem stanju koje se naziva aktivirani kompleks ili prijelazno stanje. Razlika između energije aktiviranog kompleksa i početne energije reagensa je Ea, a razlika između energije produkta reakcije i polaznih materijala (reagensa) je ΔH, termalni efekat reakcije. Energija aktivacije, za razliku od ΔH, uvijek je pozitivna vrijednost. Za egzotermna reakcija(Slika 2.3, a) proizvodi se nalaze na nižem energetskom nivou od reagensa (Ea< ΔН).
|
Ea je glavni faktor koji određuje brzinu reakcije: ako je Ea > 120 kJ/mol (veća energetska barijera, manje aktivnih čestica u sistemu), reakcija je spora; i obrnuto, ako Ea< 40 кДж/моль, реакция осуществляется с большой скоростью.
Za reakcije koje uključuju složene biomolekule treba uzeti u obzir činjenicu da u aktiviranom kompleksu koji nastaje prilikom sudara čestica, molekule moraju biti orijentisane u prostoru na određeni način, jer samo reakciono područje molekula prolazi kroz transformaciju, tj. mali u odnosu na njegovu veličinu.
Ako su konstante brzine k 1 i k 2 poznate na temperaturama T 1 i T 2 , može se izračunati vrijednost Ea.
U biohemijskim procesima energija aktivacije je 2-3 puta manja nego u neorganskim. Istovremeno, Ea reakcija koje uključuju strane supstance, ksenobiotike, značajno premašuje Ea konvencionalnih biohemijskih procesa. Ova činjenica je prirodna biozaštita 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 karakteriše jednu od glavnih karakteristika toka biohemijskih procesa.
Zadatak # 1. Interakcija sa slobodnim kisikom dovodi do stvaranja visoko toksičnog dušikovog dioksida / /, iako se ova reakcija odvija sporo u fiziološkim uvjetima i pri niskim koncentracijama ne igra značajnu ulogu u toksičnom oštećenju stanica, ali se, međutim, patogeni efekti naglo povećavaju s njegove hiperprodukcije. Odredite koliko se puta povećava brzina interakcije dušikovog oksida (II) s kisikom kada se tlak u mješavini početnih plinova udvostruči, ako je brzina reakcije 
je opisana jednačinom 
?
Odluka.
1. Udvostručenje pritiska je ekvivalentno udvostručavanju koncentracije ( sa) i . Prema tome, stope interakcije koje odgovaraju i imaće, u skladu sa zakonom akcije mase, izraze: 
i
Odgovori. Brzina reakcije će se povećati za 8 puta.
Zadatak # 2. Smatra se da je koncentracija hlora (zelenkastog plina oštrog mirisa) u zraku iznad 25 ppm opasna po život i zdravlje, ali postoje dokazi da ako se pacijent oporavio od akutnog teškog trovanja ovim plinom, tada se ne primećuju rezidualni efekti. Odredite kako će se promijeniti brzina reakcije: , nastavljajući u plinskoj fazi, ako se poveća za faktor 3: koncentracija , koncentracija , 3) pritisak / /?
Odluka.
1. Ako označimo koncentracije, odnosno kroz i , tada će izraz za brzinu reakcije imati oblik: .
2. Nakon povećanja koncentracija za faktor 3, one će biti jednake za i za . Stoga će izraz za brzinu reakcije imati oblik: 1) 
2)
3. Povećanje pritiska povećava koncentraciju gasovitih reaktanata za istu količinu, dakle
4. Povećanje brzine reakcije u odnosu na početnu određuje se odnosom, odnosno: 1) 
, 2) 
, 3) 
.
Odgovori. Brzina reakcije će se povećati: 1) , 2) , 3) puta.
Zadatak #3. Kako se mijenja brzina interakcije polaznih tvari s promjenom temperature od do ako je temperaturni koeficijent reakcije 2,5?
Odluka.
1. Temperaturni koeficijent pokazuje kako se brzina reakcije mijenja s promjenom temperature za svaki (van't Hoffovo pravilo):.
2. Ako je promjena temperature: , tada uzimajući u obzir činjenicu da , dobijamo: 
. Dakle, .
3. Prema tabeli antilogaritama nalazimo: .
Odgovori. Sa promjenom temperature (tj. s povećanjem), brzina će se povećati za 67,7 puta.
Zadatak #4. Izračunajte temperaturni koeficijent brzine reakcije, znajući da kako temperatura raste, brzina se povećava za faktor 128.
Odluka.
1. Ovisnost brzine kemijske reakcije od temperature izražena je van't Hoffovim pravilom:
.Rješavajući jednadžbu za , nalazimo: , . Dakle, =2
Odgovori. =2.
Zadatak broj 5. Za jednu od reakcija određene su dvije konstante brzine: na 0,00670 i na 0,06857. Odrediti konstantu brzine iste reakcije na .
Odluka.
1. Na osnovu dvije vrijednosti konstanti brzine reakcije, koristeći Arrheniusovu jednačinu, određujemo energiju aktivacije reakcije: . Za ovaj slučaj: Dakle: J/mol.
2. Izračunajte konstantu brzine reakcije na , koristeći konstantu brzine at i Arrheniusovu jednadžbu u proračunima: 
. Za ovaj slučaj: i s obzirom na to: 
, dobijamo: . dakle,
Odgovori.
Proračun konstante kemijske ravnoteže i određivanje smjera pomaka ravnoteže prema Le Chatelierovom principu .
Zadatak broj 6. Ugljični dioksid / / za razliku od ugljičnog monoksida / / ne ometa fiziološke funkcije a anatomski integritet živog organizma i njihovo zagušljivo dejstvo je samo zbog prisustva u visokoj koncentraciji i smanjenja procenta kiseonika u udahnutom vazduhu. Šta je jednako konstanta ravnoteže reakcije / /: 
na temperaturi izraženoj kao: a) parcijalni pritisci reaktanata; b) njihove molarne koncentracije , znajući da je sastav ravnotežne smjese izražen u zapreminskim udjelima: , i , a ukupni pritisak u sistemu je Pa?
Odluka.
1. Parcijalni pritisak gas jednak je ukupnom pritisku pomnoženom sa zapreminskim udelom gasa u smeši, pa:
2. Zamjenom ovih vrijednosti u izraz za konstantu ravnoteže, dobijamo:
3. Odnos između i uspostavlja se na osnovu Mendeljejevske Klapejronove jednačine za idealne gasove i izražava se jednakošću: 
, gdje je razlika između broja molova plinovitih reakcijskih produkata i plinovitih početnih tvari. Za ovu reakciju: onda: 
.
Odgovori. Pa. .
Zadatak broj 7. U kom smjeru će se pomjeriti ravnoteža u sljedećim reakcijama:
3. 
;
a) sa porastom temperature, b) sa smanjenjem pritiska, c) sa povećanjem koncentracije vodonika?
Odluka.
1. Hemijska ravnoteža u sistemu uspostavlja se konstantnošću spoljašnjih parametara (itd.). Ako se ovi parametri promijene, tada sistem izlazi iz stanja ravnoteže i direktna (desno) ili obrnuta reakcija (lijevo) počinje da prevladava. Uticaj razni faktori o pomeranju ravnoteže ogleda se u Le Chatelierovom principu.
2. Razmotrite uticaj na gore navedene reakcije sva 3 faktora koji utiču na hemijsku ravnotežu.
a) Sa porastom temperature, ravnoteža se pomera ka endotermnoj reakciji, tj. reakcija koja se odvija uz apsorpciju toplote. 1. i 3. reakcija su egzotermne / /, pa će se s povećanjem temperature ravnoteža pomjeriti prema obrnutoj reakciji, a u 2. reakciji / / - prema direktnoj reakciji.
b) Kada se pritisak smanji, ravnoteža se pomera ka povećanju broja molova gasova, tj. ka višem pritisku. U 1. i 3. reakciji, lijeva i desna strana jednačine će imati isti broj molova plinova (2-2 i 1-1, respektivno). Dakle, promena pritiska neće uzrokovati pomeranja ravnoteže u sistemu. U 2. reakciji ima 4 mola plinova na lijevoj strani, a 2 mola na desnoj, stoga, kako pritisak opada, ravnoteža će se pomjeriti prema obrnutoj reakciji.
u) Sa povećanjem koncentracije reakcionih komponenti, ravnoteža se pomera prema njihovoj potrošnji. U 1. reakciji vodik je u produktima, a povećanje njegove koncentracije će pojačati obrnutu reakciju tokom koje se troši. U 2. i 3. reakciji vodik je jedna od početnih supstanci, pa povećanje njegove koncentracije pomiče ravnotežu prema reakciji koja se odvija uz potrošnju vodika.
Odgovori.
a) Sa porastom temperature u reakcijama 1 i 3, ravnoteža će se pomjeriti ulijevo, a u reakciji 2 - udesno.
b) Na reakcije 1 i 3 neće uticati smanjenje pritiska, a u reakciji 2 ravnoteža će se pomeriti ulevo.
c) Povećanje temperature u reakcijama 2 i 3 dovešće do pomeranja ravnoteže udesno, au reakciji 1 ulevo.
1.2. Situacioni zadaci №№ od 7 do 21 za konsolidaciju gradiva (izvršiti u protokolarnoj svesci).
Zadatak broj 8. Kako će se promijeniti brzina oksidacije glukoze u tijelu sa smanjenjem temperature od do ako je temperaturni koeficijent brzine reakcije 4?
Zadatak broj 9.Koristeći približno van't Hoffovo pravilo, izračunajte za koliko treba povisiti temperaturu da se brzina reakcije poveća za 80 puta? Uzmite temperaturni koeficijent brzine jednak 3.
Zadatak broj 10. Da bi se reakcija praktično zaustavila, koristi se brzo hlađenje reakcione smjese („zamrzavanje reakcije“). Odrediti koliko će se puta promijeniti brzina reakcije kada se reakciona smjesa ohladi sa 40 na , ako je temperaturni koeficijent reakcije 2,7.
Zadatak broj 11. Izotop koji se koristi za liječenje određenih tumora ima poluživot od 8,1 dan. Nakon kojeg vremena će se sadržaj radioaktivnog joda u tijelu pacijenta smanjiti za 5 puta?
Zadatak broj 12. Hidroliza nekog sintetičkog hormona (farmaceutskog) je reakcija prvog reda sa konstantom brzine od 0,25 (). Kako će se promijeniti koncentracija ovog hormona nakon 2 mjeseca?
Zadatak broj 13. Vrijeme poluraspada radioaktivnosti je 5600 godina. U živom organizmu zbog metabolizma se održava konstantna količina. U ostacima mamuta, sadržaj je bio iz originala. Kada je mamut živio?
Zadatak broj 14. Poluživot insekticida (pesticida koji se koristi za suzbijanje insekata) je 6 mjeseci. Određena količina dospjela je u rezervoar, gdje je utvrđena koncentracija mol/l. Koliko vremena je potrebno da koncentracija insekticida padne na nivo mol/l?
Zadatak broj 15. Masti i ugljikohidrati se oksidiraju primjetnom brzinom na temperaturi od 450 - 500 °, au živim organizmima - na temperaturi od 36 - 40 °. Koji je razlog naglog pada temperature potrebne za oksidaciju?
Zadatak broj 16. Vodikov peroksid se raspada na vodeni rastvori na kiseonik i vodu. Reakciju ubrzavaju i anorganski katalizator (jon) i bioorganski (enzim katalaza). Energija aktivacije reakcije u odsustvu katalizatora je 75,4 kJ/mol. Jon ga smanjuje na 42 kJ/mol, a enzim katalaza na 2 kJ/mol. Izračunajte omjer brzina reakcije u odsustvu katalizatora u slučajevima prisutnosti i katalaze. Kakav zaključak se može izvući o aktivnosti enzima? Reakcija se odvija na temperaturi od 27 °C.
Zadatak broj 17 Konstanta brzine dezintegracije penicilina na voki-tokiju 
J/mol.
1.3. test pitanja
1. Objasni šta znače pojmovi: brzina reakcije, konstanta brzine?
2. Kako se izražava prosječna i prava brzina hemijskih reakcija?
3. Zašto ima smisla govoriti o brzini hemijskih reakcija samo za ovog trenutka vrijeme?
4. Formulirajte definiciju reverzibilnih i ireverzibilnih reakcija.
5. Definirajte zakon masovnog djelovanja. Da li jednačine koje izražavaju ovaj zakon odražavaju ovisnost brzine reakcije o prirodi reaktanata?
6. Kako brzina reakcije zavisi od temperature? Šta je energija aktivacije? Šta su aktivni molekuli?
7. Koji faktori određuju brzinu homogene i heterogene reakcije? Navedite primjere.
8. Koji je red i molekularnost hemijskih reakcija? U kojim slučajevima se ne poklapaju?
9. Koje tvari se nazivaju katalizatori? Koji je mehanizam ubrzanja djelovanja katalizatora?
10. Šta je koncept "trovanja katalizatorom"? Koje supstance se nazivaju inhibitori?
11. Šta se naziva hemijska ravnoteža? Zašto se zove dinamička? Koje se koncentracije reaktanata nazivaju ravnotežnim?
12. Šta se zove konstanta hemijske ravnoteže? Da li to zavisi od prirode supstanci koje reaguju, njihove koncentracije, temperature, pritiska? Koje su karakteristike matematičke notacije za konstantu ravnoteže u heterogenim sistemima?
13. Koja je farmakokinetika lijekova?
14. Procesi koji se javljaju sa lijek u tijelu kvantitativno karakteriziraju brojni farmakokinetički parametri. Dajte glavne.