Занятие 7, 8. Кинетика, катализ, химическое равновесие

Актуальность темы

Практически все биохимические реакции, протекающие в живых организмах, являющиеся каталитическими, т.е. осуществляются в присутствии биокатализаторов-ферментов. Все ферментативные биохимические реакции подчиняются законам кинетики в приложении к биосистемам.

В основе кинетики различных биологических процессов, направлении биохимических реакций, биоэлектрических явлений, проницаемости биологических мембран, лежит химическая кинетика – учение о скорости химических реакций.

Методы кинетики биологических процессов широко применяются при изучении физико-химических механизмов возникновения патологических состояний организмов, динамики ферментативных процессов (нормы и патологии), в фармакокинетике, иммунокинетике.

Понимание основных закономерностей химической кинетики, катализа и состояния химического равновесия необходимо для изучения бионеорганической, биологической и токсикологической химии, фармакологии, действия на живой организм различных лекарственных препаратов.

Цель занятия

Получить системные знания о закономерностях протекания химических и биохимических реакций, влияния различных факторов на скорости реакции.

Студент должен знать:

· классификацию химических реакций;

· влияние концентрации веществ на скорость химических реакций (закон действия масс);

· влияние температуры (закон Вант-Гоффа);

· понятие об энергии активации, энергетическом барьере, уравнение Аррениуса;

· теории гомо- и гетерогенного катализа;

· условия протекания обратимых и необратимых реакций;

· направления смещения равновесия в соответствии с принципом Ле-Шателье.

Студент должен уметь:

· прогнозировать направление смещения равновесия;

· оценить влияние концентрации и температуры на скорости химических реакций;

· проводить расчеты изменения скорости реакции и времени ее осуществления при изменяющихся параметрах.

Необходимый исходный уровень знаний и умений

Знать примеры и уметь составлять уравнения реакций: экзо- и эндотермических, обратимых и необратимых.

Содержание занятия:

1. Обсуждение теоретических вопросов;

2. Решение задач по теме занятия;

3. Контрольная работа «Кинетика, химическое равновесие»

Вопросы для обсуждения на занятии:

1. Понятие средней и истинной скорости реакции. Зависимость скорости реакции от концентрации.

2. Зависимость скорости реакции от температуры. Энергия активации. Уравнение Аррениуса.

3. Молекулярность и порядок реакции.

4. Катализ. Влияние катализатора на скорость химических реакций. Особенности биокатализаторов.

5. Обратимые химические реакции, химическое равновесие, смещение химического равновесия.

Лабораторная работа №1. Зависимость скорости реакции от концентрации (реакция Ландольта)

Опыт 1.

1-й стакан

К 20 мл раствора А быстро при перемешивании добавляем 20 мл раствора В и засекаем время секундомером от момента сливания до изменения окраски.

2-й стакан

К 20 мл раствора А добавляем 10 мл дистиллированной воды и быстро при перемешивании вливаем 10 мл раствора В. Фиксируют время до появления окраски.

3-й стакан

К 20 мл раствора А добавляем 15 мл Н₂О и 5 мл раствора В. Определяют время протекания реакции.

Раствор А – кислый раствор сульфита натрия с добавлением крахмала.

Раствор В – содержит йодат калия.

2 KIO₃ + 5 Na₂SO₃ + H₂SO₄ = 5 Na₂SO₄ + K₂SO₄ + I₂ + H₂O

Результаты сводят в таблицу и затем строят график зависимости υ – скорости реакции (ось ординат) от С – концентрации (ось абсцисс) KIO₃.

№ п/п	Объем, мл	Концентрация С=	Промежуток времени от начала отсчета до помутнения t, сек	Скорость реакции υ =
а Na2SO3	б H2O	в KIO3
		-

Делают вывод о зависимости времени реакции от концентрации реагирующих веществ.

Опыт 2

В трех пронумерованных стаканчиках готовят растворы различной концентрации:

1-й стакан – 10 мл раствора Na₂S₂O₃ + 20 мл H₂O;

2-й стакан – 20 мл раствора Na₂S₂O₃ + 10 мл H₂O;

3-й стакан – 30 мл раствора Na₂S₂O_3.

В стакан 1-й вливают цилиндром 10 мл раствора H₂SO₄, перемешивают. В момент сливания растворов включают секундомер и отсчитывают время до появления легкого помутнения.

Аналогично поступают со стаканами 2 и 3-м.

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Н₂S₂O₃ + Na₂SO₄; Н₂S₂O₃ S + H₂SO₃.

Результаты вносят в таблицу и затем строят график зависимости υ – скорости реакции (ось ординат) от С – концентрации (ось абсцисс) Na₂S₂O₃.

№ п/п	Объем, мл	Концентрация С=	Промежуток времени от начала отсчета до помутнения t, сек	Скорость реакции υ =
а Na2S2O3	б H2O	в H2SO4
		-

Делают вывод о зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.