1 Порядок

k_I=1/ τ_1/2*In c_o/c; c=c_o/2; k_I=1/τ_1/2*In c_o/(c_o/2); k_I=In2/τ_1/2; τ_1/2=In2/k_I=0,69/k_I

2 Порядок

k_II=(1/τ_1/2)*(1/c-1/c_o)=(1/τ_1/2)*(1/c_o/2-1/c_o)= =(1/τ_1/2)*(1/c_o)

τ_1/2= 1/(k_II*c_o)

3.2

Реакция является гомогенной, если реагирующие вещества находятся в одной фазе, а если в разных фазах – гетерогенной.

Пример гомогенной реакции:

Н_2(г)+I_2(г)=2НI_(г)

AgNO_3(p)+NaCl_(p)=AgCl_(т)+NaNO_3(p)

Пример гетерогенной реакции:

Zn_(T)+2HCl_(p)=H_2(г)+ZnCl_2(p)

Реакция называется простой (одностадийной), если продукт образуется в результате непосредственного взаимодействия молекул (частиц) реагентов.

Ag⁺ +Cl^- → AgCl

Реакция называется сложной, если конечный продукт получается в результате осуществления двух или более простых реакций (элементарных актов) с образованием промежуточных продуктов. Все биохимические реакции сложные (пример: клеточное дыхание).

3.10,11,12,13

Для большинства химических реакций скорость возрастает с повышением t.

Для биохимических реакций протекающих в организме возрастание наблюдается до определенной t, а далее скорость снижается вследствие разрушения ферментов при высоких t.

Влияние t на величину константы скорости впервые предположил Вант-Гофф: при увеличении t на каждые 10 С скорость реакции возрастает в 2-4 раза.

υ_T2/υ_T1 = k_T2/k_T1 = γⁿ

γ (гамма) – температурный коэффициент.

n = (T₂-T₁)/10 (T₂>T₁)

T₂=T₁+10n

k_T1+10n/ k_T1= γⁿ

Недостатки:

1) надо знать γ для каждой реакции

2) величина γ для данной реакции может меняться в интервале температур.

Более точную зависимость констант скорости от t выражает уравнение Аррейнуса:

1) дифференциальная

d Ink/d*T=E/RT²

d Ink_p/d*T=∆_rH^o/RT²

Е – энергия активации, характеризует избыток энергии сверх средней, которую надо сообщить молекулам, чтобы произошла химическая реакция.

2) интегральная:

а) неопределенный интеграл:

Ink=-(E/R)*(1/T)+B

В – константа интегрирования.

Можно воспользоваться, если известны константы равновесия при 3 температурах.

Построим график координат:

Ink=f(1/T)

Энергия активации всегда больше нуля!

б) определенный интеграл:

In k_T2/k_T1=E/R (1/T₁-1/T₂)

k_T2 - константа при более низких температурах. (температура в кельвинах)

3) экспоненциальная:

K=A*e^-E/RT

3.14,15,16,17

К сложным относятся реакции, протекающие в несколько стадий.

Виды сложных реакций:

1) обратимыми по направлению химическими реакциями называются такие реакции, которые при данных внешних условиях могут самопроизвольно протекать как в прямом, так и в обратном направлениях.

А ^---k1→_←k2--- B

где k₁ и k₂ – константы скорости прямой и обратной реакции.

Скорость обратимой реакции равна разности между скоростями прямой и обратной реакции.

2) последовательные реакции протекают через образование промежуточного вещества (В):

A ^k1→B ^k2→ C

Скорость последовательной реакции определяется скоростью наиболее медленной ее стадии, которая называется лимитирующей.

3) сопряженные реакции представляют собой такую совокупность процессов, в которой течение одного зависит от одновременного протекания другого:

A+B→M

A+C→N

Сопряженные реакции играют важную роль в биологических системах. Энергия, полученная в результате окисления вещества пищи, аккумулируется в азотофосфатных соединениях. Затем эти вещества, вступая в различные сопряженные реакции, доставляют нужную энергию для синтеза сложных веществ.

4) цепные реакции – это циклические процессы, протекающие с участием свободных радикалов. В общем случае цепные реакции включают стадии зарождения, роста и обрыва цепи.

Различают неразветвленные и разветвленные цепные процессы. В разветвленных цепных процессах превращение одной активной частицы вызывает появление двух или более новых, что приводит к взрывному протеканию реакции.

Фотохимические реакции протекают под действием света. Они играют важную роль в фотосинтезе и механизме действия зрительного анализатора.

Процесс зрительного восприятия можно разделить на 3 стадии: фотохимическую, биохимическую и электрическую.

На 1 стадии квант света поглощается молекулой зрительного пигмента, который представляет комплекс ретиналя с белком опсином (родопсин). При этом происходит переход ретиналя из цис - в транс-форму, что вызывает разрушение белкового комплекса.

Фотохимические превращения запускают лавину биохимических реакций, в результате чего слабый световой сигнал многократно увеличивается. За этим следует изменение электрической активности зрительной клетки, что лежит в основе возникновения зрительного сигнала.

Фотосинтез в природе представляет собой синтез сложных биоорганических веществ в организмах в результате поглощения световой энергии. Большинство организмов осуществляют фотосинтез при участии хлорофиллов. Хлорофилл поглощает квант света и переходит в возбужденное состояние:

Хлорофилл + hv -> Хлорофилл*

Затем возбуждается молекула хлорофилл передает поглощенную энергию молекуле реагента А:

Хлорофилл* + А -> Хлорофилл + А*

Где А* – возбужденная молекула реагента А.

Далее эта возбужденная молекула вступает в первичную фотохимическую реакцию по описанному выше механизму. Таким образом, хлорофилл играет роль переносчика световой энергии. В конечном счете осуществляется синтез глюкозы:

CO₂+H₂O ^x1,x2→C₆H₁₂O₆+O₂↑

3.18,19,20,21,22,23

Катализом называется изменение скорости химической реакции веществом, которое участвует в реакции, но количество и состав которого не меняется к моменту образования конечных продуктов.

Вещество, обладающее указанными свойствами, называется катализатором.

Виды катализа:

1) положительный, когда скорость реакции возрастает

2) отрицательный, когда скорость реакции уменьшается

Виды каталитических реакций:

1) гетерогенный катализ (если реагирующие вещества и катализатор находятся в разных фазах)

N₂+3H₂ ←^Fe→ 2NH₃ + Q

5 стадий гетерогенного катализа:

1) Диффузия реагирующих веществ к поверхности катализатора

2) Адсорбция реагирующего вещества на поверхности катализатора (накопление

3) Собственно химическая реакция

4) Десорбция (отщепление) продуктов реакции от поверхности катализатора

5) Диффузия продуктов реакции в объём

2) гомогенный катализ (если реагирующие вещества и катализатор находятся в одной фазе)

2H₂O₂ ^Fe2+→ 2H₂O+O₂

3) ферментативный катализ (катализ с участием фермента)

Подавляющее большинство реакции, протекающих в живых организмах, осуществляется при участии биологических катализаторов, которые называются ферменты. Специфичность фермента состоит в том, что он способен изменять скорость реакций одного типа и не влиять не многие другие реакции, протекающие в клетке.

В отличие от неорганических катализаторов ферменты проявляют свою активность в строго определенном диапазоне рН среды. Влияние рН на активность ферментов объясняется изменением состояния ионизации не только фермента и субстрата в отдельности, но и фермент-субстратного комплекса.

3.8

Порядок реакции определяют по экспериментальным данным. Для этого необходимо знать концентрацию в разные моменты времени.

Существуют 2 метода определения порядка реакции:

1) метод аналитической подстановки: полученные экспериментальные данные подставляют в выражение для констант скоростей реакций различных порядков, рассчитывают значения констант в разные моменты времени. Если рассчитанные константы в разные моменты времени оказываются приблизительно одинаковыми, то мы считаем, что это реакция I порядка. Если они сильно различаются, то предполагаем, что это реакция II порядка.

2) графический метод: для этого строим график в различных координатах

1 порядок (tgα=k_I)

2 порядок (k_II= tgα)

4.1

Исходя из степени диссоциации все электролиты делятся на две группы:

1. Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты.

2. Слабые электролиты — степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот, основания p-, d-, и f-элементов.

Между этими двумя группами четкой границы нет, одно и то же вещество может в одном растворителе проявлять свойства сильного электролита, а в другом — слабого.

4.2

Теория электролитической диссоциации Аррейнуса

Положения:

1) Все электролиты в растворе диссоциируют на ионы.

2) Степень диссоциации определяется величиной α, которая показывает долю молекул, распавшихся на ионы. (количественной характеристикой является k_{диссоц.}).

3) Образовавшиеся ионы не взаимодействуют друг с другом (не учитывает межионное взаимодействие)

Достоинства теоремы Арейнуса:

1) Эта теория позволила разработать теоремы кислот и оснований

2) Позволила объяснить ступенчатый процесс диссоциации многоосновных кислот и оснований

3) Позволила объяснить процесс гидролиза солей

4) Позволила объяснить постоянство теплоты нейтрализации сильной кислоты и сильного основания.

Недостатки теоремы:

1) Не учитывает межионное взаимодействие

2) Не объясняет причины диссоциации

Современная теория растворов электролитов объясняет причину диссоциации взаимодействием растворителя с электролитом.

1) Na⁺ Cl^- + H₂O→ Na⁺ Cl^-

2) → Na⁺ Cl^-

+ - - диполе

К Na⁺ отрицательными концами, а к Cl^- положительными.

Теория Арейнуса в полной мере применима для растворов слабых электролитов.

4.3

Изотонический коэффициент i вводится у сильных элетролитов, который показывает во сколько раз число частиц в растворе электролита больше числа частиц в растворе неэлектролита.

i=1+α(n-1)

α «альфа» - степень диссоциации, взятая в долях (α=55%=0,55)

n – число ионов, на которые диссоциирует электролит.

К₂SO₄=2K⁺ + SO₃^-

i=1+α(3-1)

i=1+2α

i=1+2*0,55

i=2,1

4.4,5,6,

Эта теория была разработана в 1923г. Учеными Дебай и Гюккель.

Положения:

1) Все сильные электролиты в растворе полностью диссоциируют на ионы. Однако, эти ионы не свободны, а каждый положительный ион окружен ионной атмосферой из отрицательных ионов, а отрицательный ион окружен ионной атмосферой из положительных ионов.

Поэтому данные авторы в отличие от теории Арейнуса учитывают межионное взаимодействие.

2) При наложении электрического поля центральный ион движется в одну сторону, а ион атмосферы в другую, это вызывает взаимное уменьшение скорости движения ионов. Возникает эффект электрофоретического торможения.

3) При увеличении концентрации раствора увеличивается плотность ионной атмосферы, следовательно, уменьшается скорость движения ионов и уменьшается электропроводность.

Для сильных электролитов вместо концентрации используют понятие активности.

a = f*c

f – коэффициент активности

c - концентрация

lg f = - 0,5/Ζ₊ * Z_- |√J| - уравнение Дебая-Гюккеля

J – ионная сила раствора

J = ½ ∑ С_i * Z_i²

С_i – концентрация иона

Z_i – заряд иона

Ионная сила раствора равна полусумме произведения концентрации иона на квадрат его заряда.

Теория Дебая-Гюккеля: сильные электролиты в противоположность слабым полностью ионизированы в водных растворах.

4.7,15

Жидкости и ткани организмов содержат значительное количество электролитов, поэтому относятся к проводникам II рода. Наиболее распространенными в живых организмах являются катионы Na⁺, K⁺, Mg²⁺, Ca²⁺ и анионы Cl^-, HCO₃^-, H₂PO₄^-, SO₄^2-. Исключительно важную роль в живых организмах играют ионы и , которые оказывают влияние на ход биологических реакций. Содержание ионов в различных тканях и жидкостях неодинаково, что обуславливает и неодинаковую электропроводность. Так, легочная, жировая и костная ткани, сердце, печень обладают малой электропроводностью, кровь, лимфа, спинномозговая жидкость, подкожная клетчатка – большой.

Под действием постоянного тока происходит перераспределение ионов в тканях, при этом под катодом наблюдается увеличение концентрации одновалентных ионов (H⁺, Na⁺, K⁺), а под анодом – двухвалентных (Mg²⁺, Ca²⁺). Одновалентные ионы разрыхляют клеточные оболочки, повышают их проницаемость, что облегчает ввод лекарственных препаратов. Двухвалентные ионы уплотняют мембраны клеток, что приводит к понижению их возбудимости. Это используется для обезболивания при лечении радикулита, остеохондроза и др. Перемена полюсов постоянного тока ведет к обратному перераспределению ионов, что повышает обмен веществ и благоприятствует уменьшению воспалительных процессов, рассасыванию рубцов.

4.9

Электропроводность растворов – это способность веществ проводить электрический ток.