Изучение зависимости скорости химической реакции от температуры
Для опыта используются растворы Na2S2O3 и H2SO4 тех же концентраций, что и в работе № 1. Налейте в 4 пробирки по 5 мл раствора Na2S2O3, в другие 4 пробирки по 5 мл серной кислоты и разделите их на четыре пары по пробирке с Na2S2O3 и H2SO4 в каждой паре. Отметьте температуру воздуха в лаборатории, а так же время сливания растворов первой пары пробирок и время появления помутнения раствора; остальные три пары пробирок поместите в химический стакан с водой и, нагревая его, проведите реакции еще в трех парах пробирок, но при tо на 10о выше комнатной (для второй пары) и т.д. Температуру определяйте по термометру, опущенному в стакан с водой. Запишите результаты опыта в таблицу 2.
Таблица 2 – Зависимость скорости реакции от температуры
| № пробирок | Объем Na2S2O3, мл | Объем H2SO4, мл | Температура оС | Время появления мути, сек. | |
| 1 и 2 | |||||
| 3 и 4 | |||||
| 5 и 6 | |||||
| 7 и 8 |
Постройте график, иллюстрирующий зависимость скорости реакции от температуры, для чего на оси абсцисс обозначьте в определенном масштабе температуру опыта, а на оси ординат – величины, обратные времени появления помутнения раствора. Сделайте вывод из результатов опыта и графика.
ФОРМА ОТЧЕТА:
1. Приведите уравнения проведенных реакций.
2. Заполните таблицу 1.
3. Постройте график зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ по данным таблицы 1.
4. Заполните таблицу 2.
5. Постройте график зависимости скорости реакции от температуры по данным таблицы 2. Рассчитайте температурный коэффициент реакции.
5. ХОД ЗАНЯТИЯ:
КИНЕТИКА – это раздел физической химии, изучающий скорость и механизм химических реакций.
Химические реакции
гомогенные гетерогенные
протекают в одной фазе протекают на границе
раздела фаз
Скорость гомогенной реакции равна изменению концентрации вещества в единицу времени:
где υ – скорость
А и А0 – концентрации вещества в начальной и конечный момент времени, моль/л
τ – время протекания реакции, с., мин.,
(+) – вещество образуется
(–) – вещество расходуется
Скорость гетерогенной реакции равна изменению количества вещества в единицу времени на единице площади поверхности фаз:
где ν и ν0 – количества вещества в начальный и конечный момент времени, моль
S – площадь поверхности раздела фаз, м2.
На скорость химических реакций влияет:
а) природа реагирующих веществ,
б) их агрегатное состояние,
в) природа растворителя (если реакция протекает в растворе),
г) площадь поверхности реагирующих веществ (для гетерогенных реакций),
д) концентрация реагирующих веществ,
е) давление (для газофазных реакций),
ж) температура,
з) катализатор.
Закон действующих масс (ЗДМ), впервые сформулированный Гульдбергом и Вааге в 1867 г., описывает влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химических реакций.
Скорость химических реакций прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в некоторые степени:
А + В + С → Р
υ = k [A]a [B]в [C]с,
где k – константа скорости, являющаяся фундаментальной кинетической характеристикой реакций: k зависит от температуры и природы веществ и не зависти от их концентрации;
[A], [B], [C] – концентрации реагирующих веществ, моль/л;
а, в и с – порядки реакции по веществам.
Общий порядок реакции (n) равна: n = а + в + с.
Порядок реакции – величина формальная, лишенная физического смысла. Он может принимать любые значения: положительные и отрицательные, целые и дробные, 0.
Механизм химической реакции – это последовательность элементарных стадий процесса.
Характеристикой механизма является молекулярность элементарных стадий.
Молекулярность – это число частиц, участвующих в элементарном превращении.
Различают: а) мономолекулярные превращения I2 → 2 I
б) бимолекулярные превращения Н2 + I2 → 2HI
в) тримолекулярные превращения 2 No + O2 → 2 NO2
Если химическая реакция протекает в одну стадию, то она является простой (по механизму). Для простых реакций порядок и молекулярность совпадают.
Например: H2 + I2 → 2HI
υ = k [H2][I2]
Если хим. реакция протекает в несколько стадий, то она является сложной (по механизму).
К сложным относятся радикальные (цепные) реакции, протекающие с участием радикалов.
Например: Н2 + Br2 → 2HBr
Кинетическое уравнение υ = k[H2][Br2]1/2
Математическое выражение ЗДМ называетсякинетическим уравнением. Кинетическое уравнение описывает влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химических реакций.
Кинетическое описание простых реакций:
Реакции нулевого порядка (n=0)
А ® Р u = k [A]0= k
Константа скорости:
Время полуреакции (τ½) – это время, необходимое для уменьшения концентрации исходного вещества в два раза:
Реакции первого порядка (n=1):
А ® Р u = k [A]
Реакции второго порядка (n=2):
2 А ® Р u = k [A]2
Зависимость скорости реакции от температуры для большинства химических реакций выражается правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10о скорость реакции возрастает в 2-4 раза.
Математическое выражение правила Вант-Гоффа:
где Т1 и Т2 – начальная и конечная температура
γ – температурный коэффициент реакции 2<γ<4, для биохимических реакций 1,5<γ<3.
Значительно точнее эта зависимость описывается уравнением Аррениуса:
где υ0 и k0 – коэффициенты пропорциональности, называемые предэкспоненциальными множителями,
Еак – энергия активации, кДж/моль.
С точки зрения теории активного комплекса, энергия активации – это энергия образования активного комплекса из реагирующих веществ.
Активный комплекс – промежуточная частица, в которой старые связи еще не полностью разорвались, а новые – не полностью образовались.
Энергия активации (Еак) зависит от природы реагирующих веществ и не зависит от температуры. С повышением температуры возрастает доля активных молекул в реакционной смеси, способных преодолеть энергетический барьер химической реакции, что приводит к увеличению ее скорости.
Катализ – это явление изменения скорости реакции под влиянием веществ, называемых катализаторами.
Катализаторы – это вещества, изменяющие скорость химической реакции, но не изменяющиеся в ходе процесса ни качественно, ни количественно.
С точки зрения теории активного комплекса механизм действия катализаторов в том, что они изменяют высоту энергетического барьера химической реакции.
А + В + К↔ А...К...В → АВ + К
Под воздействием положительного катализатора в реакционной смеси возрастает доля активных молекул при данной температуре. Скорость реакции увеличивается.
Под воздействием отрицательного катализатора в реакционной смеси снижается доля активных молекул при данной температуре. Скорость реакции уменьшается.
Практически все биохимические реакции являются ферментативными. Ферменты (биокатализаторы) – это вещества белковой природы, активированные катионами металлов.
Механизм ферментативной реакции можно представить схемой:
KM k2
Е + S ⇄ES → P + E
Е – фермент, S – субстрат, Р – продукт,
ЕS – фермент-субстратный комплекс,
КМ – константа Михаэлиса, величина, обратная константе равновесия,характеризует устойчивость фермент-субстратного комплекса.
Кинетическое уравнение: u = k2 [ES],
где k2 – константа скорости, называемая числом оборотов или молекулярной активностью фермента.
Уравнение Михаэлиса-Ментен:
Произведение k2[E]общ является величиной постоянной, которую обозначают umax (максимальная скорость):
1) при низкой концентрации субстрата KM >> [S],
2) при высокой концентрации субстрата КM << [S], υ = υmax
3) если [S] = КМ, то
На активность ферментов оказывают влияние:
а) температура,
б) кислотность среды,
в) наличие ингибиторов
6. вопросы ДЛЯ САМОконтроля знаний:
6.1 В системе СО + Сl2 ⇄COCl2 концентрацию СО увеличили от 0,03 до 0,12 моль/л, а концентрацию хлора – от 0,02 до 0,06 моль/л. Во сколько раз возросла скорость прямой реакции?
Ответ: в 12 раз
6.2 Как изменится скорость прямой химической реакции:
2 NO + O2 ⇄2 NO2
а) при увеличении давления в 2 раза
б) при уменьшении объема в 3 раза
Ответ: а) увеличится в 8 раз
б) увеличится в 27 раз
6.3 Константа скорости реакции первого порядка равна 2,5.10ˉ5сˉ1. Какое количество вещества останется не прореагировавшим через 10 ч после начала реакции? Начальная концентрация вещества равна 1 моль/л.
Ответ: 0,407 моль/л
6.4 Температурный коэффициент реакции равен 2. Как изменится скорость химической реакции
а) при повышении температуры от 0оС до 40оС
б) при понижении температуры от 5оС до –15оС
Ответ: а) увеличится в 16 раз
б) уменьшится в 4 раза
7. ЛИТЕРАТУРА
ОСНОВНАЯ:
1. Конспект лекций;
2. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. для мед. спец. вузов /Ю.А. Ершов, В.А. Попков, А.С. Берлянд и др.; Под ред. Ю.А. Ершова. – М.: Высш. шк., 2005. – С. 391-422;
3. Ленский, А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию: Учебн. пособие для студ. мед. вузов /А.С. Ленский. − М.: Высш. шк, 1989. – С. 55-79.
ДОПОЛНИТЕЛЬНАЯ:
1. Зеленин, К.Н. Химия./ К.Н. Зеленин. – Санкт-Петербург: Спец. Литература – С. 92-106;
2. Глинка, Н.Л. Общая химия./ Н.Л. Глинка. – Л.: Химия, 1985 г. – гл. Y.
Авторы: Зав. кафедрой, доцент, к.х.н. Лысенкова А.В., доцент, к.х.н. Филиппова В.А., ст. преподаватели Чернышева Л.В., Одинцова М.В., Довнар А.К., ассистенты Перминова Е.А., Прищепова И.В., Зыкова Е.Л.
31.08.2016