Reakcijas ātruma atkarība no temperatūras. Reakcijas temperatūras koeficients un tā pazīmes bioķīmiskiem procesiem. Arrēnija vienādojums. Ķīmiskā kinētika. Temperatūra un reakcijas ātrums
Temperatūra un reakcijas ātrums
Fiksētā temperatūrā reakcija ir iespējama, ja mijiedarbībā esošajām molekulām ir noteikts enerģijas daudzums. Arrēnijs to sauca par lieko enerģiju aktivizācijas enerģija , un pašas molekulas aktivizēts.
Saskaņā ar Arrhenius, ātruma konstante k un aktivizācijas enerģija E a ir saistīti ar attiecību, ko sauc par Arrēnija vienādojumu:
Šeit A ir preeksponenciālais faktors, R ir universālā gāzes konstante, T ir absolūtā temperatūra.
Tādējādi nemainīgā temperatūrā nosaka reakcijas ātrumu E a. Vairāk E a, jo mazāks ir aktīvo molekulu skaits un reakcija norit lēnāk. Kad samazinās E aātrums palielinās un E a= 0 reakcija norit momentāni.
Vērtība E a raksturo reaģējošo vielu raksturu un tiek noteikts eksperimentāli no atkarības k = f(T). Ierakstot vienādojumu (5.3) logaritmiskā formā un atrisinot to konstantēm divās temperatūrās, mēs atrodam E a:
γ ir ķīmiskās reakcijas ātruma temperatūras koeficients. Van't Hoff noteikumam ir ierobežots pielietojums, jo γ vērtība ir atkarīga no temperatūras un ārpus reģiona E a= 50–100 kJ ∙ mol–1 šis noteikums vispār netiek izpildīts.
Uz att. 5.4. redzams, ka enerģija, kas iztērēta sākotnējo produktu pārejai uz aktīvo stāvokli (A * - aktivizēts komplekss), pēc tam pilnībā vai daļēji tiek izstarots pārejas laikā uz galaproduktiem. Starpība starp sākotnējo un gala produktu enerģiju nosaka Δ H reakcija, kas nav atkarīga no aktivācijas enerģijas.
Tādējādi, ceļā no sākotnējā stāvokļa uz gala stāvokli, sistēmai jāpārvar enerģijas barjera. Tikai aktīvajām molekulām, kurām sadursmes brīdī ir nepieciešamais enerģijas pārpalikums, kas vienāds ar E a, var pārvarēt šo barjeru un iesaistīties ķīmiskā mijiedarbībā. Paaugstinoties temperatūrai, palielinās aktīvo molekulu īpatsvars reakcijas vidē.
Preeksponenciālais reizinātājsA raksturo kopējais skaits sadursmes. Reakcijām ar vienkāršām molekulām A tuvu teorētiskai sadursmes lielumam Z, t.i. A = Z aprēķina pēc gāzu kinētiskās teorijas. Sarežģītām molekulām A ≠ Z, tāpēc ir nepieciešams ieviest sterisko faktoru P:
Šeit Z ir visu sadursmju skaits, P ir labvēlīgo sadursmju daļa telpiskā attiecība(ņem vērtības no 0 līdz ), ir aktīvo, t.i., enerģētiski labvēlīgo sadursmju daļa.
Ātruma konstantes dimensiju iegūst no attiecības
Analizējot izteiksmi (5.3), mēs nonākam pie secinājuma, ka reakcijas paātrināšanai ir divas pamata iespējas:
a) temperatūras paaugstināšanās,
b) aktivācijas enerģijas samazināšanās.
Uzdevumi un testi par tēmu "Ķīmiskā kinētika. Temperatūra un reakcijas ātrums"
- Ķīmiskās reakcijas ātrums. Katalizatori - Ķīmisko reakciju klasifikācija un to norises modeļi 8.–9. klase
Nodarbības: 5 Uzdevumi: 8 Viktorīnas: 1
Lielāko daļu ķīmisko reakciju ātrums palielinās, palielinoties temperatūrai. Tā kā reaģentu koncentrācija praktiski nav atkarīga no temperatūras, saskaņā ar reakcijas kinētisko vienādojumu temperatūras galvenā ietekme uz reakcijas ātrumu ir reakcijas ātruma konstantes maiņa. Paaugstinoties temperatūrai, palielinās sadursmes daļiņu enerģija un palielinās varbūtība, ka sadursmes laikā notiks ķīmiska transformācija.
Reakcijas ātruma atkarību no temperatūras var raksturot ar temperatūras koeficienta vērtību.
Eksperimentālie dati par temperatūras ietekmi uz daudzu ķīmisko reakciju ātrumu parastā temperatūrā (273–373 K), nelielā temperatūras diapazonā, parādīja, ka temperatūras paaugstināšanās par 10 grādiem palielina reakcijas ātrumu 2–4 reizes (furgons 't Hoff noteikums).
Pēc van'ta Hofa teiktā ātruma konstantes temperatūras koeficients(Van Hofa koeficients)ir reakcijas ātruma palielināšanās, palielinoties temperatūrai par 10grādiem.
(4.63)
kur un ir ātruma konstantes temperatūrās un ; ir reakcijas ātruma temperatūras koeficients.
Kad temperatūra paaugstinās līdz n desmitiem grādu, ātruma konstantu attiecība būs vienāda ar
kur n var būt vesels vai daļskaitlis.
Van Hofa noteikums ir aptuvens noteikums. To var izmantot šaurā temperatūras diapazonā, jo temperatūras koeficients mainās atkarībā no temperatūras.
Precīzāku reakcijas ātruma konstantes atkarību no temperatūras izsaka daļēji empīriskais Arrēnija vienādojums
kur A ir preeksponenciāls faktors, kas nav atkarīgs no temperatūras, bet tiek noteikts tikai pēc reakcijas veida; E -ķīmiskās reakcijas aktivācijas enerģija. Aktivizācijas enerģiju var attēlot kā noteiktu sliekšņa enerģiju, kas raksturo enerģijas barjeras augstumu reakcijas ceļā. Aktivizācijas enerģija arī nav atkarīga no temperatūras.
Šī atkarība ir iestatīta uz XIX beigas iekšā. Holandiešu zinātnieks Arrhenius par elementārām ķīmiskajām reakcijām.
Tiešā aktivizēšanas enerģija ( E 1) un otrādi ( E 2) reakcija ir saistīta ar reakcijas D termisko efektu H attiecība (sk. 1. att.):
E 1 – E 2=D N.
Ja reakcija ir endotermiska un D H> 0, tad E 1 > E 2 un tiešās reakcijas aktivācijas enerģija ir lielāka nekā pretējā. Ja reakcija ir eksotermiska, tad E 1 < Е 2 .
Arrēnija vienādojumu (101) diferenciālā formā var uzrakstīt:
No vienādojuma izriet, ka jo lielāka ir aktivācijas enerģija E, jo ātrāk reakcijas ātrums palielinās līdz ar temperatūru.
Mainīgo atdalīšana k un T un ņemot vērā E konstanta vērtība, pēc vienādojuma (4.66) integrēšanas iegūstam:
Rīsi. 5. Grafiks ln k–1/T.
, (4.67)
kur A ir preeksponenciāls koeficients ar ātruma konstantes izmēru. Ja šis vienādojums ir derīgs, tad grafikā koordinātēs eksperimentālie punkti atrodas uz taisnes leņķī a pret x asi un slīpums() ir vienāds ar , kas ļauj aprēķināt ķīmiskās reakcijas aktivācijas enerģiju no ātruma konstantes atkarības no temperatūras saskaņā ar vienādojumu .
Ķīmiskās reakcijas aktivācijas enerģiju var aprēķināt no ātruma konstantes vērtībām pie diviem dažādas temperatūras saskaņā ar vienādojumu
. (4.68)
Arrēnija vienādojuma teorētiskais atvasinājums ir izveidots elementārām reakcijām. Taču pieredze rāda, ka lielākā daļa sarežģīto reakciju arī pakļaujas šim vienādojumam. Tomēr sarežģītām reakcijām aktivācijas enerģijai un preeksponenciālajam faktoram Arrēnija vienādojumā nav noteiktas fiziskas nozīmes.
Arrēnija vienādojums (4.67) ļauj sniegt apmierinošu aprakstu par plašu reakciju diapazonu šaurā temperatūras diapazonā.
Lai aprakstītu reakcijas ātruma atkarību no temperatūras, tiek izmantots arī modificētais Arrēnija vienādojums
,
(4.69)
kas jau ietver trīs parametrus : BET, E un n.
Vienādojums (4.69) tiek plaši izmantots reakcijām, kas notiek šķīdumos. Dažām reakcijām reakcijas ātruma konstantes atkarība no temperatūras atšķiras no iepriekš norādītajām atkarībām. Piemēram, trešās kārtas reakcijās ātruma konstante samazinās, palielinoties temperatūrai. Ķēdes eksotermiskās reakcijās reakcijas ātruma konstante strauji palielinās temperatūrā, kas pārsniedz noteiktu robežu (termisks sprādziens).
4.5.1. Problēmu risināšanas piemēri
1. piemērs Dažas reakcijas ātruma konstante, palielinoties temperatūrai, mainījās šādi: t 1 = 20°C;
k 1 \u003d 2,76 10 -4 min. - viens; t 2 \u003d 50 0 С; k 2 = 137,4 10 -4 min. -1 Noteikt ķīmiskās reakcijas ātruma konstantes temperatūras koeficientu.
Lēmums. Van't Hoff noteikums ļauj aprēķināt ātruma konstantes temperatūras koeficientu no attiecības
g n= =2 ¸ 4, kur n = = =3;
g 3 \u003d \u003d 49,78 g = 3,68
2. piemērs Izmantojot van't Hoff likumu, aprēķiniet, pie kādas temperatūras reakcija beigsies pēc 15 minūtēm, ja 20 0 C temperatūrā tas prasīja 120 minūtes. Temperatūras koeficients reakcijas ātrums ir 3.
Lēmums. Acīmredzot, jo īsāks reakcijas laiks ( t), jo lielāka ir reakcijas ātruma konstante:
3n = 8, n ln3 = ln8, n== .
Temperatūra, kurā reakcija beigsies pēc 15 minūtēm, ir:
20 + 1,9 × 10 \u003d 39 0 C.
3. piemērs Etilētera pārziepjošanas reakcijas ātruma konstante ar sārma šķīdumu 282,4 K temperatūrā ir vienāda ar 2,37 l 2 / mol 2 min. , un 287,40 K temperatūrā tas ir vienāds ar 3,2 l 2 / mol 2 min. Atrodiet temperatūru, kurā šīs reakcijas ātruma konstante ir 4?
Lēmums.
1. Zinot ātruma konstantu vērtības divās temperatūrās, mēs varam atrast reakcijas aktivācijas enerģiju:
= 
= 40,8 kJ/mol.
2. Zinot aktivizācijas enerģijas vērtību no Arrēnija vienādojuma
Jautājumi un uzdevumi paškontrolei.
1. Kādus lielumus sauc par "Arrhenius" parametriem?
2. Kāds ir minimālais eksperimentālo datu apjoms, kas nepieciešams, lai aprēķinātu ķīmiskās reakcijas aktivācijas enerģiju?
3. Parādiet, ka ātruma konstantes temperatūras koeficients ir atkarīgs no temperatūras.
4. Vai ir novirzes no Arrēnija vienādojuma? Kā šajā gadījumā var aprakstīt ātruma konstantes atkarību no temperatūras?
Sarežģītu reakciju kinētika
Reakcijas, kā likums, nenotiek visu sākotnējo daļiņu tiešā mijiedarbībā ar to tiešu pāreju reakcijas produktos, bet sastāv no vairākiem elementāriem posmiem. Tas galvenokārt attiecas uz reakcijām, kurās saskaņā ar to stehiometrisko vienādojumu piedalās vairāk nekā trīs daļiņas. Tomēr pat divu vai vienas daļiņas reakcijas bieži nenotiek ar vienkāršu bi- vai monomolekulāru mehānismu, bet gan sarežģītāku ceļu, tas ir, caur vairākiem elementāriem posmiem.
Reakcijas sauc par sarežģītām, ja izejvielu patēriņš un reakcijas produktu veidošanās notiek vairākos elementāros posmos, kas var notikt vienlaikus vai secīgi. Tajā pašā laikā daži posmi notiek, piedaloties vielām, kas nav ne izejvielas, ne reakcijas produkti (starpvielas).
Kā piemērs sarežģīta reakcija mēs varam uzskatīt etilēna hlorēšanas reakciju ar dihloretāna veidošanos. Tiešai mijiedarbībai jāiet cauri četru locekļu aktivizētam kompleksam, kas saistīts ar augstas enerģijas barjeras pārvarēšanu. Šāda procesa ātrums ir zems. Ja sistēmā tā vai citādi veidojas atomi (piemēram, gaismas iedarbībā), tad process var noritēt pēc ķēdes mehānisma. Atoms viegli savienojas pie dubultās saites, veidojot brīvo radikāli - . Šis brīvais radikālis var viegli noraut atomu no molekulas, veidojot galaproduktu - , kā rezultātā brīvais atoms tiek reģenerēts.
Šo divu posmu rezultātā viena molekula un viena molekula tiek pārvērsta produkta molekulā - , un reģenerētais atoms mijiedarbojas ar nākamo etilēna molekulu. Abiem posmiem ir zemas aktivizācijas enerģijas, un tas nodrošina ātru reakciju. Ņemot vērā brīvo atomu un brīvo radikāļu rekombinācijas iespēju pilna shēma procesu var uzrakstīt šādi:
Ar visu dažādību sarežģītas reakcijas var reducēt līdz vairāku veidu sarežģītu reakciju kombinācijai, proti paralēlas, secīgas un virknes paralēlas reakcijas.
Divus posmus sauc secīgi ja vienā posmā izveidotā daļiņa ir sākotnējā daļiņa citā stadijā. Piemēram, iepriekš minētajā shēmā pirmais un otrais posms ir secīgi:
.
Divus posmus sauc paralēli, ja abās kā sākotnējās piedalās vienas un tās pašas daļiņas. Piemēram, reakcijas shēmā ceturtais un piektais posms ir paralēli:
Divus posmus sauc sērija-paralēli, ja tie ir paralēli attiecībā pret vienu un secīgi attiecībā pret otru daļiņu, kas piedalās šajos posmos.
Sērijveida paralēlo posmu piemērs ir šīs reakcijas shēmas otrais un ceturtais posms.
Uz īpašības fakts, ka reakcija norit saskaņā ar sarežģītu mehānismu, ir šādas pazīmes:
Reakcijas secības un stehiometrisko koeficientu neatbilstība;
Produktu sastāva maiņa atkarībā no temperatūras, sākotnējās koncentrācijas un citiem apstākļiem;
Procesa paātrināšana vai palēnināšana, ja reakcijas maisījumam pievieno nelielu daudzumu vielu;
Tvertnes materiāla un izmēru ietekme uz reakcijas ātrumu utt.
Sarežģītu reakciju kinētiskajā analīzē tiek pielietots neatkarības princips: “Ja sistēmā vienlaicīgi notiek vairākas vienkāršas reakcijas, tad uz katru no tām attiecas ķīmiskās kinētikas pamatpostulāts, it kā šī reakcija būtu vienīgā.” Šo principu var formulēt arī šādi: "Elementāras reakcijas ātruma konstantes vērtība nav atkarīga no tā, vai dotajā sistēmā vienlaikus noris citas elementāras reakcijas."
Neatkarības princips ir spēkā lielākajai daļai reakciju, kas notiek pēc sarežģīta mehānisma, bet nav universāls, jo ir reakcijas, kurās dažas vienkāršas reakcijas ietekmē citu gaitu (piemēram, konjugētas reakcijas).
Sarežģītu ķīmisko reakciju izpētē svarīgs ir princips mikroatgriezeniskums vai detalizēts atlikums:
ja iekšā sarežģīts process tiek izveidots ķīmiskais līdzsvars, tad tiešās un apgrieztās reakcijas ātrumiem jābūt vienādiem katrā no elementārajiem posmiem.
Visbiežāk notiek sarežģītas reakcijas gadījums, kad reakcija notiek, veicot vairākas vienkāršas darbības dažādi ātrumi. Ātrumu atšķirības noved pie tā, ka reakcijas produkta iegūšanas kinētiku var noteikt tikai vienas reakcijas likumi. Piemēram, paralēlām reakcijām visa procesa ātrumu nosaka ātrākā posma ātrums, bet secīgām reakcijām – lēnākā. Tāpēc, analizējot paralēlo reakciju kinētiku ar būtisku konstantu atšķirību, lēnās stadijas ātrumu var neņemt vērā, un, analizējot secīgas reakcijas, nav nepieciešams noteikt ātrās reakcijas ātrumu.
Secīgās reakcijās sauc par lēnāko reakciju ierobežojoši. Ierobežojošajam posmam ir mazākā ātruma konstante.
Ja sarežģītās reakcijas atsevišķu posmu ātruma konstantu vērtības ir tuvas, tad tas ir nepieciešams pilnīga analīze visa kinētiskā shēma.
Ātrumu noteicošās stadijas jēdziena ieviešana daudzos gadījumos vienkāršo šādu sistēmu izskatīšanas matemātisko pusi un izskaidro faktu, ka dažkārt sarežģītu, daudzpakāpju reakciju kinētiku labi raksturo vienkārši vienādojumi, piemēram, pirmā pasūtījums.
Temperatūrai paaugstinoties, ķīmiskā procesa ātrums parasti palielinās. 1879. gadā holandiešu zinātnieks J. Vant Hofs formulēja empīrisku likumu: temperatūrai paaugstinoties par 10 K, vairuma ķīmisko reakciju ātrums palielinās 2-4 reizes.
Noteikuma matemātiskais apzīmējums I. van't Hofs:
γ 10 \u003d (k t + 10) / k t, kur k t ir reakcijas ātruma konstante temperatūrā T; k t+10 - reakcijas ātruma konstante temperatūrā T+10; γ 10 - Van't Hoff temperatūras koeficients. Tā vērtība svārstās no 2 līdz 4. Par bioķīmiskie procesiγ 10 svārstās no 7 līdz 10.
Visi bioloģiskie procesi notiek noteiktā temperatūras diapazonā: 45-50°C. Optimāla temperatūra ir 36-40°C. Siltasiņu dzīvnieku ķermenī šī temperatūra tiek uzturēta nemainīga, pateicoties attiecīgās biosistēmas termoregulācijai. Pētot biosistēmas, tiek izmantoti temperatūras koeficienti γ 2, γ 3, γ 5. Salīdzinājumam, tie ir palielināti līdz γ 10.
Reakcijas ātruma atkarību no temperatūras, saskaņā ar van't Hoff likumu, var attēlot ar vienādojumu:
V 2 /V 1 \u003d γ ((T 2 -T 1) / 10)
Aktivizācijas enerģija. Būtisku reakcijas ātruma pieaugumu, palielinoties temperatūrai, nevar izskaidrot tikai ar sadursmju skaita palielināšanos starp reaģējošo vielu daļiņām, jo saskaņā ar gāzu kinētisko teoriju sadursmju skaits nedaudz palielinās, palielinoties temperatūrai. Reakcijas ātruma palielināšanās, palielinoties temperatūrai, ir izskaidrojama ar to, ka ķīmiskā reakcija nenotiek ar jebkuru reaģējošo vielu daļiņu sadursmi, bet tikai ar aktīvo daļiņu satikšanos, kurām sadursmes brīdī ir nepieciešamā liekā enerģija.
Enerģiju, kas nepieciešama, lai neaktīvās daļiņas pārvērstu aktīvās daļiņās, sauc aktivizācijas enerģija (Ea). Aktivizācijas enerģija - pārpalikums, salīdzinot ar vidējo vērtību, enerģija, kas nepieciešama, lai reaģējošās vielas nonāktu reakcijā, tām saduroties. Aktivizācijas enerģiju mēra kilodžoulos uz molu (kJ/mol). Parasti E ir no 40 līdz 200 kJ/mol.
Eksotermisko un endotermisko reakciju enerģijas diagramma ir parādīta attēlā. 2.3. Jebkuram ķīmiskam procesam ir iespējams atšķirt sākuma, starpposma un beigu stāvokli. Enerģijas barjeras augšpusē reaģenti atrodas starpstāvoklī, ko sauc par aktivēto kompleksu vai pārejas stāvokli. Starpība starp aktivētā kompleksa enerģiju un reaģentu sākotnējo enerģiju ir Ea, un atšķirība starp reakcijas produktu un izejvielu (reaģentu) enerģiju ir ΔH, termiskais efekts reakcijas. Aktivizācijas enerģija, atšķirībā no ΔH, vienmēr ir pozitīva vērtība. Priekš eksotermiska reakcija(2.3. att., a) produkti atrodas zemākā enerģijas līmenī nekā reaģenti (Ea< ΔН).
|
Ea ir galvenais reakcijas ātrumu noteicošais faktors: ja Ea > 120 kJ/mol (augstāka enerģijas barjera, sistēmā mazāk aktīvo daļiņu), reakcija notiek lēni; un otrādi, ja Ea< 40 кДж/моль, реакция осуществляется с большой скоростью.
Reakcijās, kurās iesaistītas sarežģītas biomolekulas, jāņem vērā fakts, ka aktivētā kompleksā, kas veidojas daļiņu sadursmes laikā, molekulām ir jābūt noteiktā veidā orientētām telpā, jo transformāciju veic tikai molekulas reaģējošais apgabals, kas ir mazs attiecībā pret tā izmēru.
Ja ir zināmas ātruma konstantes k 1 un k 2 temperatūrā T 1 un T 2, var aprēķināt Ea vērtību.
Bioķīmiskajos procesos aktivācijas enerģija ir 2-3 reizes mazāka nekā neorganiskajos. Tajā pašā laikā reakciju Ea, kurā iesaistītas svešas vielas, ksenobiotikas, ievērojami pārsniedz parasto bioķīmisko procesu Ea. Šis fakts ir sistēmas dabiskā bioaizsardzība no svešu vielu ietekmes, t.i. organismam dabiskas reakcijas notiek labvēlīgos apstākļos ar zemu Ea, savukārt svešām reakcijām Ea ir augsts. Šī ir gēnu barjera, kas raksturo vienu no galvenajām bioķīmisko procesu norises iezīmēm.
Uzdevums Nr. 1. Mijiedarbība ar brīvo skābekli izraisa ļoti toksiska slāpekļa dioksīda veidošanos //, lai gan šī reakcija fizioloģiskos apstākļos norit lēni un zemās koncentrācijās tai nav būtiskas nozīmes toksisko šūnu bojājumos, tomēr patogēnā iedarbība strauji palielinās tā hiperprodukcija. Nosakiet, cik reizes palielinās slāpekļa oksīda (II) mijiedarbības ātrums ar skābekli, ja spiediens sākotnējo gāzu maisījumā dubultojas, ja reakcijas ātrums 
ir aprakstīts ar vienādojumu 
?
Lēmums.
1. Spiediena dubultošana ir līdzvērtīga koncentrācijas dubultošanai ( ar) un . Tāpēc mijiedarbības ātrumi, kas atbilst un saskaņā ar masu darbības likumu izmantos izteiksmes: 
un
Atbilde. Reakcijas ātrums palielināsies 8 reizes.
Uzdevums Nr. 2. Pastāv uzskats, ka hlora (zaļgana gāze ar asu smaku) koncentrācija gaisā virs 25 ppm ir bīstama dzīvībai un veselībai, taču ir pierādījumi, ka gadījumā, ja pacients ir atveseļojies no akūtas smagas saindēšanās ar šo gāzi, tad hlora (zaļgana gāze ar asu smaku) tad nekādi atlikušie efekti netiek novēroti. Nosakiet, kā mainīsies reakcijas ātrums: , notiek gāzes fāzē, ja to palielina par 3: koncentrācija , koncentrācija , 3) spiediens / /?
Lēmums.
1. Ja apzīmēsim koncentrācijas un attiecīgi caur un , tad reakcijas ātruma izteiksme būs šāda: .
2. Pēc koncentrāciju palielināšanas par koeficientu 3 tās būs vienādas ar un par . Tāpēc reakcijas ātruma izteiksme būs šāda: 1) 
2)
3. Spiediena paaugstināšanās par tādu pašu daudzumu palielina gāzveida reaģentu koncentrāciju, tāpēc
4. Reakcijas ātruma pieaugumu attiecībā pret sākotnējo nosaka attiecība, attiecīgi: 1) 
, 2) 
, 3) 
.
Atbilde. Reakcijas ātrums palielināsies: 1), 2), 3) reizes.
Uzdevums #3. Kā mainās izejvielu mijiedarbības ātrums, mainoties temperatūrai no uz, ja reakcijas temperatūras koeficients ir 2,5?
Lēmums.
1. Temperatūras koeficients parāda, kā mainās reakcijas ātrums, mainoties temperatūrai katrā (van't Hoff noteikums):.
2. Ja temperatūras izmaiņas ir: , tad, ņemot vērā to, ka , iegūstam: 
. Līdz ar to,.
3. Pēc antilogaritmu tabulas atrodam: .
Atbilde. Mainoties temperatūrai (t.i., palielinoties), ātrums palielināsies par 67,7 reizes.
Uzdevums #4. Aprēķiniet reakcijas ātruma temperatūras koeficientu, zinot, ka, temperatūrai paaugstinoties, ātrums palielinās par koeficientu 128.
Lēmums.
1. Ķīmiskās reakcijas ātruma atkarību no temperatūras izsaka van't Hoff īkšķa likums:
.Atrisinot vienādojumu, mēs atrodam: , . Tāpēc =2
Atbilde. =2.
Uzdevums numurs 5. Vienai no reakcijām tika noteiktas divas ātruma konstantes: pie 0,00670 un pie 0,06857. Nosakiet tās pašas reakcijas ātruma konstanti pie .
Lēmums.
1. Pamatojoties uz divām reakcijas ātruma konstantu vērtībām, izmantojot Arrēnija vienādojumu, mēs nosakām reakcijas aktivācijas enerģiju: . Šajā gadījumā: Tātad: J/mol.
2. Aprēķiniet reakcijas ātruma konstanti pie , izmantojot ātruma konstanti pie un Arrēnija vienādojumu aprēķinos: 
. Šajā gadījumā: un ņemot vērā to: 
, mēs iegūstam: . Tāpēc
Atbilde.
Ķīmiskā līdzsvara konstantes aprēķināšana un līdzsvara nobīdes virziena noteikšana pēc Lešatjē principa .
Uzdevums numurs 6. Oglekļa dioksīds / / atšķirībā no oglekļa monoksīda / / netraucē fizioloģiskās funkcijas un dzīva organisma anatomiskā integritāte un to smacējošā iedarbība ir saistīta tikai ar skābekļa klātbūtni lielā koncentrācijā un procentuālā daudzuma samazināšanos ieelpotajā gaisā. Kas ir vienāds ar reakcijas līdzsvara konstante / /: 
temperatūrā, kas izteikta kā: a) reaģentu parciālais spiediens; b) to molārās koncentrācijas , zinot, ka līdzsvara maisījuma sastāvs ir izteikts tilpuma daļās: , un , un kopējais spiediens sistēmā ir Pa?
Lēmums.
1. Daļējs spiediens gāze ir vienāda ar kopējo spiedienu, kas reizināts ar gāzes tilpuma daļu maisījumā, tātad:
2. Aizvietojot šīs vērtības līdzsvara konstantes izteiksmē, mēs iegūstam:
3. Attiecības starp un tiek noteiktas, pamatojoties uz Mendeļejeva Klapeirona vienādojumu ideālām gāzēm, un to izsaka ar vienādību: 
, kur ir starpība starp gāzveida reakcijas produktu molu skaitu un gāzveida sākotnējām vielām. Šai reakcijai: Pēc tam: 
.
Atbilde. Pa. .
Uzdevums numurs 7. Kādā virzienā mainīsies līdzsvars šādās reakcijās:
3. 
;
a) paaugstinoties temperatūrai, b) pazeminoties spiedienam, c) palielinoties ūdeņraža koncentrācijai?
Lēmums.
1. Ķīmiskais līdzsvars sistēmā tiek noteikts ar ārējo parametru (utt.) nemainīgumu. Ja šie parametri mainās, tad sistēma iziet no līdzsvara stāvokļa un sāk dominēt tiešā (pa labi) vai apgrieztā reakcija (pa kreisi). Ietekme dažādi faktori par līdzsvara maiņu atspoguļojas Le Šateljē principā.
2. Apsveriet visu 3 ķīmisko līdzsvaru ietekmējošo faktoru ietekmi uz iepriekšminētajām reakcijām.
a) Paaugstinoties temperatūrai, līdzsvars pāriet uz endotermisku reakciju, t.i. reakcija, kas notiek ar siltuma absorbciju. 1. un 3. reakcija ir eksotermiska //, tāpēc, paaugstinoties temperatūrai, līdzsvars novirzīsies uz reverso reakciju, bet 2. reakcijā // - uz tiešo reakciju.
b) Spiedienam samazinoties, līdzsvars pāriet uz gāzu molu skaita palielināšanos, t.i. uz augstāku spiedienu. 1. un 3. reakcijā vienādojuma kreisajā un labajā pusē būs vienāds gāzu molu skaits (attiecīgi 2-2 un 1-1). Tātad spiediena izmaiņas neizraisīs līdzsvara nobīdes sistēmā. 2. reakcijā kreisajā pusē ir 4 moli gāzu, labajā pusē - 2 moli, tāpēc, samazinoties spiedienam, līdzsvars pāriet uz reverso reakciju.
iekšā) Palielinoties reakcijas komponentu koncentrācijai, līdzsvars pāriet uz to patēriņu. 1. reakcijā produktos ir ūdeņradis, un tā koncentrācijas palielināšana pastiprinās reverso reakciju, kuras laikā tas tiek patērēts. 2. un 3. reakcijā ūdeņradis ir starp sākotnējām vielām, tāpēc tā koncentrācijas palielināšanās novirza līdzsvaru uz reakciju, kas notiek ar ūdeņraža patēriņu.
Atbilde.
a) Paaugstinoties temperatūrai 1. un 3. reakcijā, līdzsvars tiks nobīdīts pa kreisi, bet 2. reakcijā - pa labi.
b) 1. un 3. reakciju neietekmēs spiediena samazināšanās, un 2. reakcijā līdzsvars tiks nobīdīts pa kreisi.
c) Temperatūras paaugstināšanās 2. un 3. reakcijā izraisīs līdzsvara nobīdi pa labi un 1. reakcijā uz kreiso pusi.
1.2. Situācijas uzdevumi №№ no 7 līdz 21 apkopot materiālu (veikt protokola burtnīcā).
Uzdevums numurs 8. Kā mainīsies glikozes oksidācijas ātrums organismā, pazeminoties temperatūrai no līdz, ja reakcijas ātruma temperatūras koeficients ir 4?
Uzdevums numurs 9.Izmantojot aptuveno van't Hoff likumu, aprēķiniet, cik daudz jāpaaugstina temperatūra, lai reakcijas ātrums palielinātos 80 reizes? Ņemiet temperatūras ātruma koeficientu, kas vienāds ar 3.
Uzdevums numurs 10. Lai praktiski apturētu reakciju, tiek izmantota reakcijas maisījuma ātra atdzesēšana (“reakcijas sasaldēšana”). Nosakiet, cik reizes mainīsies reakcijas ātrums, kad reakcijas maisījums tiek atdzesēts no 40 līdz , ja reakcijas temperatūras koeficients ir 2,7.
Uzdevums numurs 11. Izotopam, ko izmanto noteiktu audzēju ārstēšanai, pussabrukšanas periods ir 8,1 diena. Pēc kāda laika radioaktīvā joda saturs pacienta organismā samazināsies 5 reizes?
12. uzdevums. Dažu sintētisku hormonu (farmaceitiskā) hidrolīze ir pirmās kārtas reakcija ar ātruma konstanti 0,25 (). Kā mainīsies šī hormona koncentrācija pēc 2 mēnešiem?
13. uzdevums. Radioaktīvo vielu pussabrukšanas periods ir 5600 gadi. Dzīvā organismā vielmaiņas dēļ tiek uzturēts nemainīgs daudzums. Mamuta atliekās saturs bija no oriģināla. Kad mamuts dzīvoja?
Uzdevums numurs 14. Insekticīda (pesticīda, ko izmanto insektu apkarošanai) pussabrukšanas periods ir 6 mēneši. Zināms daudzums no tā nokļuva rezervuārā, kur tika noteikta koncentrācija mol/l. Cik ilgā laikā insekticīda koncentrācija nokrītas līdz mol/l līmenim?
15. uzdevums. Tauki un ogļhidrāti tiek oksidēti ar ievērojamu ātrumu 450 - 500 ° temperatūrā, bet dzīvos organismos - 36 - 40 ° temperatūrā. Kāds ir iemesls krasai oksidācijai nepieciešamās temperatūras pazemināšanai?
16. uzdevums.Ūdeņraža peroksīds sadalās ūdens šķīdumi skābeklim un ūdenim. Reakciju paātrina gan neorganiskais katalizators (jons), gan bioorganisks (katalāzes enzīms). Reakcijas aktivācijas enerģija bez katalizatora ir 75,4 kJ/mol. Jons to samazina līdz 42 kJ/mol, bet enzīms katalāze samazina līdz 2 kJ/mol. Aprēķināt reakcijas ātrumu attiecību bez katalizatora katalāzes un katalāzes klātbūtnes gadījumā. Kādu secinājumu var izdarīt par fermenta aktivitāti? Reakcija notiek 27 °C temperatūrā.
17. uzdevums Penicilīna sadalīšanās ātruma konstante rācijā 
J/mol.
1.3. testa jautājumi
1. Paskaidrojiet, ko nozīmē termini: reakcijas ātrums, ātruma konstante?
2. Kā tiek izteikts vidējais un patiesais ķīmisko reakciju ātrums?
3. Kāpēc ir jēga runāt par ķīmisko reakciju ātrumu tikai priekš Šis brīdis laiks?
4. Formulējiet atgriezenisko un neatgriezenisko reakciju definīciju.
5. Definējiet masu darbības likumu. Vai vienādojums, kas izsaka šo likumu, atspoguļo reakcijas ātruma atkarību no reaģentu īpašībām?
6. Kā reakcijas ātrums ir atkarīgs no temperatūras? Kāda ir aktivizācijas enerģija? Kas ir aktīvās molekulas?
7. Kādi faktori nosaka homogēnas un neviendabīgas reakcijas ātrumu? Sniedziet piemērus.
8. Kāda ir ķīmisko reakciju secība un molekularitāte? Kādos gadījumos tie nesakrīt?
9. Kādas vielas sauc par katalizatoriem? Kāds ir katalizatora darbības paātrināšanas mehānisms?
10. Kāds ir jēdziens "saindēšanās ar katalizatoru"? Kādas vielas sauc par inhibitoriem?
11. Ko sauc par ķīmisko līdzsvaru? Kāpēc to sauc par dinamisku? Kādas reaģentu koncentrācijas sauc par līdzsvaru?
12. Ko sauc par ķīmiskā līdzsvara konstanti? Vai tas ir atkarīgs no reaģējošo vielu īpašībām, to koncentrācijas, temperatūras, spiediena? Kādas ir līdzsvara konstantes matemātiskā apzīmējuma pazīmes neviendabīgās sistēmās?
13. Kāda ir zāļu farmakokinētika?
14. Procesi, kas notiek ar narkotiku organismā kvantitatīvi raksturo vairāki farmakokinētiskie parametri. Dodiet galvenos.