Адсорбция уксусной кислоты на угле.

Цель занятия. Ознакомить студентов с процессом адсорбции, показать роль адсорбции в живых организмах.

Значимость изучаемой темы. Явление адсорбции лежит в основе многих важнейших биологических процессов протекающих в организме. Так, например в организме человека часто наблюдается явление избирательной адсорбции токсинов и других веществ различными тканями и клетками.

Взаимодействие ферментов с субстратами, необходимое для протекания ферментативных реакций, также является адсорбционным процессом. Поэтому знание явления адсорбции необходимо для врача.

Исходный уровень знаний.

1. Адсорбция. Виды адсорбции.

2. Адсорбент, Адсорбтив.

Учебный материал для самоподготовки.

1. В.Ч. Захарченко. Коллоидная химия. М.: Высшая школа, 1989, гл III, С.63.

2. М.И. Равич-Щербо, В.В. Новиков. Физическая и коллоидная химия. М.: Высшая школа, 1975, часть II, гл.II.

3. Е.Д. Щукин, А.В. Перцов. Коллоидная химия. М.: МГУ, 1982, гл. III.

На занятии будут рассмотрены следующие вопросы:

1. Теория адсорбции на твердых телах. Адсорбент, адсорбтив, адсорбционное равновесие.

2. Факторы, определяющие величину адсорбции на неподвижной поверхности раздела.

3. Изотерма адсорбции. Уравнение изотермы адсорбции Лэнгмюра. Адсорбционное равновесие в жизнедеятельности.

4. Лабораторная работа

Блок информации.

Адсорбция на неподвижной поверхности раздела подчиняется, в основном, тем же закономерностям, что и адсорбция на подвижных поверхностях.

Впервые способность твердых тел адсорбировать на своей поверхности другие вещества была экспериментально показана К. Шееле (1773г).

Причиной адсорбции на поверхности твердых тел является нескомпенсированность силовых полей молекул, находящихся в зонах деформации кристаллических структур. Такие зоны называют активными центрами. Различают физическую и химическую адсорбцию (хемосорбция). Физическая адсорбция обусловлена силами межмолекулярного взаимодействия (силами Ван-дер-Ваальса и в ряде случаев за счет образования водородных связей); она проходит, как правило, на активных центрах, находящихся во впадинах микрорельефа поверхности.

Центры химической адсорбции находятся в основном на выступах микрорельефа; при хемосорбции устанавливаются химические связи между атомами, входящими в состав активного центра, и атомами адсорбирующегося вещества.

Различия между физической адсорбцией и хемосорбцией заключаются в следующем:

1. Теплоты хемосорбции (80-800 кДж/моль) значительно больше теплот физической адсорбции (8-20 кДж/моль); по своим значениям теплоты хемосорбция близки теплотам обычных химических реакций.

2. Хемосорбция является специфическим процессом, в то время как физическая адсорбция - процесс неспецифический.

3. С увеличением температуры величина физической адсорбции уменьшается, а величина хемосорбции - увеличивается.

Уравнение Ленгмюра

Адсорбция на твердых адсорбентах описывается уравнением И. Ленгмюра

а = аmax * с / б + с

б - постоянная величина, равная отношению констант скоростей десорбции и адсорбции, имеющая размерность концентрации

аmax - величина предельной адсорбции. Она достигается при занятии всех центров адсорбента

Обе константы определяются экспериментально.

Данное уравнение было выведено для адсорбции газа на твердом адсорбенте. В начальный момент времени контакта адсорбтива и адсорбента скорость адсорбции максимальна, а десорбции равна 0.По мере заполнения активных центров молекулами адсорбтива скорости этих процессов выравниваются вплоть до достижения динамического равновесия.

Уравнение Ленгмюра выполняется только для адсорбционного равновесия. При выводе уравнения были сделаны следующие допущения:

- энергия адсорбции всех молекул адсорбтива на активных центрах одинакова

- молекулы адсорбтива не перемещаются по поверхности адсорбента и не взаимодействуют между собой.

Уравнение Гиббса нельзя использовать для определения адсорбции на неподвижной поверхности раздела из-за невозможности экспериментального определения в этом случае поверхностного натяжения.

Величину адсорбции из растворов на твердом адсорбенте экспериментально определяют по изменению концентрации раствора после завершения адсорбции.

а = (Со - С) * V / m

а - величина адсорбции, моль.г-1 ( количества вещества, поглощенного единицей массы адсорбента )

Со - и С - соответственно исходная и равновесная концентрация раствора, моль.дм-3

V - объем, из которого проводилась адсорбция. Дм-3

m - масса адсорбента, г

Адсорбционное равновесие в жизнедеятельности

Адсорбция лежит в основе многих важнейших биологических процессов. С адсорбции начинаются процессы поглощения различных веществ клетками и тканями организма, Взаимодействие ферментов с субстратами, необходимое для протекания ферментативных реакций, также является адсорбционным процессом,

Адсорбция является основным физико-химическим механизмом работы иммунной системы. С нее начинается процесс образования комплекса антиген-антитело, Моделирование естественных механизмов детоксикации в различных сорбционных устройствах с использованием углеродных сорбентов, иммуносорбентов, ионообменных смол и др., называется гемосорбцией. Она используется для удаления из крови различных токсических веществ, вирусов, бактерий.

При контакте крови с гемосорбентом наблюдается конкуренция за активные центры между веществами, подлежащими удалению и веществами, наличие которых обеспечивает жизненно необходимые функции. Использование неспецифичных сорбентов делает процедуру гемосорбции практически неуправляемой, т.к. при этом удаляются и токсиканты, и вещества, находящиеся в плазме в норме. Прогресс в этом методе лечения в настоящее время связан с созданием высокоспецифичных сорбентов на конкретные метаболиты, ионы, токсины.

Другой важной проблемой гемосорбции является создание сорбентов, совместимых с кровью (гемосовместных сорбентов). Контакт гемосорбентов, с кровью составляет примерно 4-5 часов; этого времени достаточно, чтобы при использовании гемонесовместимых сорбентов началось разрушение эритроцитов, лейкоцитов, образование тромбов. Получение совместимых с кровью сорбентов основано часто на модификации чужеродной для организма поверхности белками и антикоагулянтами; фиксирование модификаторов осуществляется таким образом, чтобы максимально сохранялось количество их активных поверхностных групп. В некоторых случаях для получения гемосовместимых сорбентов используется заключение гранул сорбента в капсулы, изготовленные из синтетических или природных биологически совместимых материалов: альбуминов, нитроацетилцеллюлозы и др.

При аллергических состояниях возникает необходимость удаления из кровяного русла антител, вызывающих неадекватную реакцию организма на некоторые вещества. Для этого используется активированный уголь с фиксированным антигеном. Полученные сорбенты с фиксированными антигенами домашней пыли, травы тимофеевки - наиболее распространенными аллергенами. Антительные иммуносорбенты используются для селективного извлечения микробных токсинов.

Типы сорбентов, использующихся для удаления различных веществ.

ВеществоСорбент

Фенол, гепаринАниониты с четвертичными аммониевыми и фосфониевыми основаниями

БилирубинАктивные угли

Ионы калияКатиониты, алюмосиликаты, цирконийсиликаты

Ионы аммонияФосфорнокислые катиониты

КреатининАлюмосиликаты, модифицированные солями никеля, меди, цинка, кобальта

ХолестеринУглеродные сорбенты, макропористые аниониты, биоспецифические сорбенты.

Силикатная матрица с введенными в ее структуру амино- или карбоксильными группами, модифицированная при рН 3,5 - 4,5 протеином А, показывает высокую сорбционную активность при удалении из плазмы крови IgG больных СПИДом.

Близким к гемосорбции является метод лимфосорбции.

В медицине широко применяется адсорбционная терапия для удаления токсинов и нежелательных веществ из желудочно-кишечного тракта. Такие адсорбенты, как гидроксид алюминия, оксид магния, входят в состав препаратов «Алмагель», «Фосфалюгель» и др. Активированный уголь давно применяется как сорбент газов (при метеоризме), токсинов (при пищевых отравлениях), алкалоидов и солей тяжелых металлов (при отравлениях).

Следует иметь в виду, что на любых объектах, приходящих в соприкосновение с биологическими жидкостями организма, возникают адсорбционные соли белков или других ПАВ. Отрицательные последствия таких устанавливающихся равновесий возможны при использовании недостаточно биологически совместимых материалов, из которых изготавливаются протезы, контактные линзы, детали аппаратов искусственного кровообращения и т.д.

Обучающие задачи и эталон их решения

Задача 1. Экспериментально установлено, что максимальная величина адсорбции ПАВ (М=60у.е.) некоторым адсорбентам составляет 5,0·10-3 моль 2-1; величина равна 0,06 моль·дм-3. Сколько гр. вещества адсорбировалось из раствора с равновесной концентрацией 0,1 моль·дм3 двумя граммами данного адсорбента?

Эталон решения

По уравнению Ленгмюра рассчитывают величину адсорбции ПАВ:

а=аmaxc/+c=5,0·10-3моль·г-1·0,1моль·дм-3/0,06моль·дм-3+0,1моль·дм-3=3,1·10-3моль·г-1.

Количество адсорбированного вещества на адсорбенте массой 2г будет в два раза больше: 3,1·10-3моль·г-1·2г.=6,2·10-3моль. Масса адсорбированного вещества будет равна:

m(ПАВ)=V(ПАВ) ·M(ПАВ)=6.2·10-3моль. 60 г.моль-1=0,37г.

Ответ:

масса адсорбированного вещества равна 0,37 г.

Задача №2. 60 см3 раствора уксусной кислоты с концентрацией 0,1моль.дм-3 взболтали с 2 г адсорбента. После достижения равновесия пробу раствора объемом 10см3 оттитровали раствором гидроксида натрия с=0,05 мольдм-3. На титрование затрачено 15,0 см3 титранта. Вычислите величину адсорбции уксусной кислоты.

Эталон решения

Равновесная концентрация уксусной кислоты равна (по результатам титрования):

c(CH3COOH)=c(NaOH) ·V(NaOH)/V(CH3COOH)=0,05моль.дм-3 · 15,0 см3 /10,0 см3 = 0,075 моль.дм-3.

Величину адсорбции а рассчитывают по:

а=(со-с) ·V/m=(0,1-0,075)моль.дм-3·0,05дм-3/2г=6,25·10-4моль.г-1.

Ответ:

а(СН3СООН)=6,25·10-4моль.г-1.

Ситуационные задачи:

1. максимальная величина адсорбции ПАВ (М=60 у.е.) адсорбентом составляет 5,0·10-4 моль. Б равна 0,06 моль·дм-3.Равновесная концентрация равна 0,1 моль·дм-3. Масса адсорбента 5 г . рассчитайте массу (гр) адсорбированного вещества.

Ответ: масса адсорбированного вещества равна 0,925

Тестовые вопросы:

1. Найдите математическое выражение для уравнения Гиббса:

A) -dc/dф=kcБ) p=icRT

В) Г=-c/Rт*Дф/ДCГ) ц=ц0+RT/nF lgCокис/Свосст

Д) Г=с/Rт

2. Найдите математическое выражение для уравнения Фрейндлиха

A) x/m=kpБ) x/m=kp1/n

В) Г=C/RТГ) A=у*S

Д) Г=X/S

3. Укажите, что такое адсорбент?

А) вещество, которое поглощается

Б) поглощаемое вещество

В) вещество, которое поглощает другое вещество

Г) вещество, проводящее электричество

Д) вещество, диссоцируемое на ионы

4. Укажите, что такое хемосорбция?

А) это когда одно вещество поглощается другим веществом

Б) это накопление вещества на поверхности другого вещества

В) это процесс, обратной процессу адсорбции

Г) адсорбционный процесс, который сопровождается образованием химической связи между адсорбтивом и адсорбентом

Д) это диссоциация веществ

5. Определите процесс гидролитической адсорбции

А) обмениваются ионы Н+ или ОН-

Б) обмениваются ионы Nа+ или CI-

В) обмениваются ионы Nа+ или К+

Г) обмениваются СО или СО2

6. Определите процесс,сопровождающийся при положительной адсорбции

А) увеличение поверхностного натяжения

Б) уменьшение поверхностной энергии

В) уменьшение поверхностного натяжения

Г) увеличение поверхностной энергии

7) Определите процесс,сопровождающийся при отрицательной адсорбции

А) увеличение поверхностного натяжения

Б) уменьшение поверхностной энергии

В) уменьшение поверхностного натяжения

Г) увеличение поверхностной энергии

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 28

28.1 Изотерма уксусной кислоты на угле

а) В четыре чистые и сухие склянки с притертой крышкой внести по 0,5г активированного угля и с помощью пипетки налить по 15мл раствора уксусной кислоты,указанной в таблице нормальности ( 0,025; 0,05; 0,1; 0,2н). Склянки закрыть пробкой и оставить на 20-25 минут время от времени встряхивая.После чего,растворы уксусной кислоты отфильтровать через фильтровальную бумагу в отдельные четыре колбочки.Фильтраты используются для определения равновесной концентрации ( С) раствора уксусной кислоты (пункт Б).

б) Определить начальную концентрацию Со раствора уксусной кислоты.Для этого пипеткой на 10мл отобрать растворы уксусной кислоты вышеуказанной концентрации, перенести в четыре колбы, прибавить по 2-3 капли индикатора фенолфталеина и титровать о,1н раствором NаОН до появления бледон-розового цвета.Количество щелочи,ушедшее на титрование раствора уксусной кислоты,записать в таблицу выражая концентрацию объемом 0,1н NаОН на 100мл раствора уксусной кислоты.

№ склянки	Концентрация уксусной кислоты, моль/л	Количествово мл 0,1м NaOH на 100мл раствора уксусной кислоты С01 С 1 С0 - С 1	Кол-во адсорби-рованного вещества, х ммоль	Удельная адсорция, х/т ммоль/г
1	0,025
2	0,05
3	0,1
4	0,2

Например,если на титрование 10мл 0,025М раствора уксусной кислоты расходуется 2,5мл; 0,05М - 5,3мл; 0,1М - 10,5мл и 0,2М - 20,6мл 0,1М раствора NаОН, тогда начальная концентрация растворов уксусной кислоты С0 соответственно будет равна - 25мл, 53мл, 105мл и 206мл.Полученные цифры записать в таблицу.

в) Определить равновесную концентрацию (С) раствора уксусной кислоты, т.е. концентрацию уксусной кислоты после адсорбции углем (пункт а).Для этого отобрать пипеткой 10мл раствора уксусной кислоты (из фильтрата после адсорбции активированным углем), перенести в отдельные чистые колбочки, прибавить по 2-3 капли индикатора фенолфталеина и титровать 0,1М раствором NаОН до бледно-розовой окраски раствора.Количество щелочи,ушедшее на титрование раствора уксусной кислоты записать в таблицу,выражая концентрацию в объемах 0,1М NаОН на 100 мл раствора уксусной кислоты.Полученные цифры записать в таблицу.

г) Для каждой концентрации по формуле определить количество адсорбированной уксусной кислоты

х = (С0 - С) V , ммоль

где х - количество уксусной кислоты адсорбированной 1г адсорбента,г

С0 и С - начальная и равновесная концентрации

V - объем раствора уксусной кислоты,взятого для адсорбции,мл

д) На миллиметровой бумаге построить изотерму адсорбции.Для этого по оси абцисс отложить значения исходных концентраций указанных в таблице, моль/л, а по оси ординат - значения удельной адсорбции х/m моль/г. Полученная изотерма адсорбции должна иметь следующий вид

Определение теплового эффекта реакции.

Цель занятия: Обсудить со студентами законы термодинамики и следствия вытекающие из них. Научить количественно определять тепловой эффект химических реакций.

Значимость изучаемой темы: живые организмы являются открытой системой, которые обмениваются с окружающей средой различными веществами и энергией. Изучение энергетики биохимических реакций необходимо для понимания механизмов преобразования различных веществ в жизненную энергию.

Определение теплотворной способности пищевых продуктов дает возможность установить необходимые пищевые рационы при различных условиях их труда и жизни. Заболевание человека сопровождается изменением термодинамических величин, в первую очередь температуры. Заболевание всегда сопровождается увеличением энтропии системы. Установлено, что значение энтропии возрастают в период эмбриогенеза, при процессах регенерации и роста злокачественных новообразований.

Исходный уровень знаний

1. Экзотермические и эндотермические реакции

2. Тепловой эффект реакции

3. Термохимические уравнения реакций

Учебный материал для самоподготовки

1. С.С. Оленин, Г.Н. Фадеев Неорганическая химия. М., 1979, стр. 26.

2. А.В. Бабков, Г.Н. Горшкова, А.М. Кононов. Практикум по общей химии с элементами колличественного анализа. М, 1978, стр. 51.

На занятии будут рассмотрены следующие вопросы:

Основные понятия термодинамики

Тепловой эффект реакции

Термохимические уравнения реакций

Закон Гесса

Следствие из закона Гесса

Расчеты тепловых эффектов химических реакций

Основы проведения работы

Схема калориметра

Методика проведения опыта

Расчетные формулы

Оформление экспериментальных данных

Выявление результатов опыта

Энергетика химических процессов в биологии и медицине

Решение задач по теме

Блок информации

Все процессы, имеющие значение в химии - химические реакции, реакции дисоциации, растворение и кристаллизация - сопровождаются различными энергитическими эффектами. Скрытая энергия вещества может выделяться в виде механической, световой, электрической или тепловой энергии. Часто происходит и обратный процесс перехода различных видов энергии в скрытую энергию вещества. Механическая, электрическая и световая энергия в свою очередь легко переходит в теплоту, поэтому для энергетической характеристики химических процессов наиболее целесообразно измерять тепловые эффекты реакций. Величина теплового эффекта зависит от природы происходящего процесса, состояния полученных и исходных веществ и условий протекания процесса.

Уравнение реакций, в которых указывается тепловой эффект, называются термохимическим уравнением. В этих уравнениях необходимо указывать агрегатное состояние исходных веществ и продуктов реакции, применяя следующее условное обозначение:

Г - газообразное; ж - жидкое; к - кристаллическое; т - твердое; р - растворенное.

Для сравнения энергетических эффектов реакций соответствующие термохимические расчеты принято относить к 1 моль вещества и стандартным условиям давление 101 325 Па, температура 250С (298,15 К)

Н2(г) + Ѕ О2(г) =Н2О(ж) + Q

Тепловые эффекты химических реакций вычисляются на основании закона Гесса, согласно которому тепловой эффект процесса зависит только от начального и конечного состояния исходных веществ и конечных продуктов и не зависит от пути процесса, т.е. от числа и характера промежуточных стадий. Пользуясь законом Гесса, можно вычислить тепловой эффект любой стадии процесса, если известны тепловые эффекты других стадий и процесса в целом. Он является частичным выражением закона сохранения энергии. Для рассчетов можно пользоваться теплотами как образования, так и сгорания вещества, если его состояния одни и те же.Так при сжигании одного моля глюкозы в одну стадию выделяется 2881,2 кДж тепла, если бы сгорание глюкозы в организме человека происходило в одну стадию, он бы погиб от избытка энергии. В действительности процесс происходит через ряд промежуточных стадий, на каждой из которых выделяется незначительное количество энергии, но по закону Гесса общее количество теплоты, выделяющееся на всех стадиях окисления глюкозы, будет таким же, т.е. 2881,2 кДж/моль.

Из закона Гесса вытекает ряд следствий, из которых наибольшее значение имеют два.

Тепловой эффект реакции равен сумме теплот образования (Нобр) продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ.

Тепловой эффект реакции равен сумме теплот сгорания (Нсгор) исходных веществ за вычетом суммы теплот сгорания продуктов реакции.

Теплотой образования сложного вещества называется стандартный тепловой эффект Н0обр - образования 1 моль его из простых веществ при стандартных условиях (давление - 101325 Па, температура - 250С(298,15 К).

Теплотой сгорания вещества называется стандартный тепловой эффект Нсгор реакции его сгорания в кислороде.

Термохимические методы имеют большое значение в медицине. Энергия, необходимая живым организмам для совершения работы, поддержания постоянной температуры тела и т.д. получается за счет экзотермических реакций окисления протекающих в клетках. Запас окисляющихся веществ (углеводов, жиров) постоянно возобновляется при приеме пищи. Пищевые рационы, необходимые человеку при различных условиях труда и жизни, определяются с учетом теплотворной способности пищевых продуктов.

Определение тепловых эффектов реакций проводят в приборах - калориметрах. Количество теплоты определяют по общей теплоемкости всех частей калориметра и изменению температуры в процессе химической реакции. Массу реагирующих веществ и воды подбирают так, чтобы изменение температуры было невелико, и процесс мог считаться изотермическим. Пересчитав количество теплоты, приходящееся на 1 моль реагирующего вещества или продукты реакции, определяют ее тепловой эффект.

Обучающие задачи и эталон их решения

Задача №1. Процесс растворения некоторых безводных солей можно рассматривать как протекающий в две стадии: процесс гидратации соли (идущий обычно с выделением тепла) и растворения гидрата. Вычислить теплоту гидратации безводной соли MgCl2 , если известно, что

Н0раст (MgCl2) = - 150,5 кДж/моль, а Н0раст (MgCl26Н2О) = - 12,3 кДж/моль.

Дано:

Н0раст (MgCl2) = - 150,5 кДж/моль

Н0раст (MgCl26Н2О) = - 12,3 кДж/моль.

Н0гидратации =?

Эталон решения:

Составляем уравнение гидратации MgCl2 :

MgCl2 + nН2О Mg(H2O6)2++2Cl- (n 6) aq

Н0раст (MgCl2) = - 150,5 кДж/моль

Данный процесс можно представить таким образом:

MgCl2+ 6Н2О MgCl26Н2О Н0гидр =?

Mg6H2O + aq Mg(H2O6)2+ + 2Cl aq Н0раст = - 12,3 кДж/моль

Из Закона Гесса следует:

Н0раст (MgCl2) = Н0гидр + Н0раст (MgCl26Н2О)

таким образом:

Н0гидр = - 150,5 кДж/моль - ( - 12,3 кДж/моль) = - 138,2 кДж/моль

Ответ:

Н0гидр = - 138,2 кДж/моль

Задача №2. Теплоту образования пероксида водорода нельзя определить опытным путем, так как при взаимодействии водорода с кислородом в обычных условиях образуется вода. Однако можно измерить теплоту разложения Н2О2 на Н2О и О2 и теплоту образования Н2О.

Дано:

Н0разлож (Н2О2) (ж) = - 98,2 кДж/моль

Н0обр (Н2О) (ж) = - 286,0 кДж/моль

Н0обр (Н2О2) (ж) = ?

Эталон решения:

Составляем уравнение реакции образования Н2О2 (ж):

Н2 (г) + О2 (г) = Н2О2 (ж)

Составляем уравнение реакции образования Н2О(ж):

Н2 (г) + 1/2О2 (г) = Н2О (ж) Н0обр= - 286,0 кДж/моль

3. Составляем уравнение реакции разложения Н2О2 (ж):

Н2О2 (ж) = Н2О (ж) + 1/2О2 (г) Н0разлож = - 98,2 кДж/моль или

Н2О (ж) + 1/2О2 (г) = Н2О2 (ж) Н0разлож = + 98,2 кДж/моль

4. Комбинируя эти уравнения, по закону Гесса находим искомую величину:

Н2О (ж) + 1/2О2 (г) = Н2О2 (ж) Н0разлож = 98,2 кДж/моль

Н2 (г) + 1/2О2 (г) = Н2О (ж) Н0обр= - 286,0 кДж/моль

Н2 (г) + О2 (г) = Н2О2 (ж) Н0обр= ?

Таким образом:

Н0разлож (Н2О2) (ж) = Н0обр (Н2О) (ж) + Н0обр (Н2О2) (ж)

Н0обр (Н2О2) (ж) = Н0разл (Н2О2) (ж) + Н0обр (Н2О) (ж)

Н0обр (Н2О2) (ж) = - 98,2 кДж/моль + (- 286 кДж/моль) = - 187,8 кДж/моль

Н0обр (Н2О2) (ж) = - 187,8 кДж/моль.

Ситуационные задачи:

Задача 1. Насколько важен закон Гесса в медико-биологических исследования?

Ответ: закон Гесса проводит расчеты энергитических характеристик разнообразных химических реакций (процессов), в том числе и биохимических. Он дает возможность вычеслить тепловые эффекты реакции в тех случаях, когда они не могут буть измерены непосредственно, что очень важно для установления энергии, необходимой для жизнидеятельности.

Тестовые вопросы.

Энтальпия образования какого вещества равна нулю?

а) Н2О2 б) Н2SO4 в) О2 г) СаSO4

2. Определите изменение энергии Гиббса для следующей реакции:

NO + Ѕ О2 = NO2

G0(NO2)= -57,3кДж/моль G0(NO)= - 72,9кДж/моль

а) -57,3кДж/моль б) -72,9кДж/моль в) -35,6кДж/моль

г) 25,2кДж/моль

3. Укажите равновесное состояние системы:

а) НТS б) НТS в) Н=ТS г) G=Н

Когда был открыт закон Гесса:

а) 1830г. б) 1840г. в) 1850г. г) 1860г.

Какое соотношение характеризует равновесное состояние системы?

а) НТS б) НТS в) Н=ТS г) G=Н

Процесс протекает самопроизвольно в случае:

а)0=G=Н - ТS б) 0G=Н - ТS

в)0G=Н - ТS г)только в присутствии ферментов

Определите значение энергии Гиббса для реакции:

Ѕ Н2S(г) + Ѕ Cl2(г) 2HCl(г) + S(тв)

G HCl(г) = -95,36кДж/моль G Н S (г) = -33,83кДж/моль

а) -1571кДж б) -157,1кДж в) - 129,2кДж г) - 61,53кДж

7. Укажите стандартные условия:

а)Р=1013,25кПа Т=298,150К б)Р=1атм. Т=2930К

в)Р=1013,25кПа Т=220С в)Р=1013,25кПа Т=2950

8. Укажите термохимическое уравнение реакции образования

аммиака:

а)3Н2(г) + N2(г) = 2NН3(г) + 91,608кДж

б)3/2Н2(г) + Ѕ N2(г) = NН3(г) + 45,804кДж

в)3/2Н2(г) + Ѕ N2(г) = NН3(г) + 91,608кДж

г)3Н2(г) + N2(г) = 2NН3(г) - 91,608кДж

9. Укажите математическое выражение первого закона термодинамики:

а)Q=U-А б)Q=U+А в)Q=Н-А г) Q=U+Н

10. В каких единицах измеряется энтропия?

а)кДж б)кПа в)Дж/мольK г)кПа/моль

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 29

Опыт 1. Определение теплоты нейтрализации, выделяемой при взаимодействии одноосновной сильной кислоты щелочью.

Для выполнения работы используют калориметр. В сухой и чистый внутренний стакан калориметра помещают с помощью пипетки 25.00 мл 1 М раствора NaOH и записывают показания термометра (t0C), в другой стакан отмеривают 25,00 мл 1 М раствора HCl и измеряют его температуру. Затем при работающей мешалке через воронку вливают раствор щелочи в раствор кислоты и для снятия показаний помещают в калориметр. Измеряют самую высокую температуру после смешивания растворов (t0C). Определение проводят по два раза и данные записывают в таблицу.

Плотность растворов принимают равным 1г/см3 удельная теплоемкость растворов принимают равным теплоемкости воды.

Количество выделяемой теплоты вычисляют по формуле:

Q = (mосн + mк-та) (t2 - t1) 4,184 кДж

mосн - масса основания

mк-та - масса кислоты

t1 - начальная температура

t2 - конечная температура

Опыты	Температура, t0C	q, кДж	Q, кДж/моль
1
2
Средний

Тепловой эффект реакции нейтрализации вычисляется по формуле:

Q = qm / 1000M , кДж/моль

q - количество теплоты

Q - количество теплоты, выделяемой при нейтрализации одной моли кислоты, одной молью щелочи

m - масса кислоты, содержащаяся в 25,00 мл 1 М раствора HCl

M - молярная масса HCl

Опыт 2. Определение теплоты гидратации Na2CO3.

Во взвешенный калориметрический стакан наливают 50,00 мл (50 г) воды и через 5 минут отмеряют и записывают температуру (t1). Затем отвешивают 4 г размельченного Na2CO3 и добавляют в стакан с водой при постоянном перемешивании мешалкой до полного растворения. Отмечают максимальную температуру раствора (t2). Опыт повторяют два раза и записывают результаты.

Теплота гидратации соли рассчитывается по формуле:

Q(г) = С (m (Na2CO3) m (H2O)) t М/ m (Na2CO3) 1000

m (H2O) - масса воды в калориметре, г

m (Na2CO3) - масса Na2CO3, г

М (Na2CO3) - относительная молярная масса Na2CO3

Кинетика химических реакций

Цель занятия: Научиться системному подходу к определению возможности протекания химических реакций. Прогнозировать механизм и направление протекания реакций в биологических системах. Экспериментально исследовать влияние различных факторов на скорость химических реакций и состояние равновесия.

Значимость изучаемой темы: Изучение кинетики и механизмов протекания химических реакций и умение применять их к биологическим системам необходимо медикам, так как некоторые биохимические реакции протекают во времени и являются кинетическими. Действие лекарственных препаратов осуществляется по законам химической кинетики. Процессы протекающие в биологических объектах, принадлежат к открытым системам, в которых постоянно происходит обмен веществ и энергии с внешней средой. Биохимические реакции в этих системах являются многоступенчатыми. Например, реакции гидролиза белков, углеводов, превращение моносахаридов в СО2 и др. Большая часть биохимических реакций клетки протекает с участием радикалов и ионов. Эти реакции отличаются высокими скоростями. Выбор пути химических превращений в живом организме определяется конкретными условиями обмена веществ в нем.

Химические реакции в биосистемах осуществляются при помощи биологических катализаторов - ферментов. Биокатализаторы отличаются высокой специфичностью и направленностью действий. Они являются белками, многие из них содержат ионы металлов. Так гидролазы содержат цинк, кальций, магний, марганец; оксидазы - железо, медь, молибден, кобальт. При замене одного металла другим в структкре металлофермента активность последнего изменяется и часто падает. Снижение активности ферментов вследствие изменения структуры белков приводит к болезням, которые называются ферментопатиями или энзимопатиями. Все они являются наследственными. Например, альбинизм возникает в результате снижения активности фермента тирозиназы, катализирующей превращение тирозина клеток в меланин.

Большинство химических реакций является обратимыми, в том числе и многие важнейшие биохимические процессы, протекающие в живых организмах.

Мы приведем некоторые из них:

Функция гемоглобина крови заключается в переносе кислорода кровью из легких к тканям и клеткам живого организма. В общем этот процесс можно представить так:

В легких, где концентрация кислорода высока, равновесие данного процесса смещено в правую сторону. В клетках концентрация кислорода намного меньше, поэтому данное равновесие смещается влево, что приводит к постоянному обеспечению клеток кислородом.

Каталитическое действие ферментов происходит по обратимому процессу. Например, карбоангидраза содержит в активном центре в качестве кофермента Zn2+:

ФАФ + Zn2+

Ф -фермент карбоангидраза;

АФ -апофермент.

При дефиците цинка данное равновесие смещается вправо, и активность фермента уменьшается. Введение ионов цинка смещает равновесие влево, благодаря чему концентрация карбоангидразы увеличивается и активность фермента восстанавливается.

Исходный уровень знаний

1. Гомогенные и гетерогенные реакции.

2. Понятие о скорости химических реакций.

3. Реакции протекающие между молекулами и ионами.

Учебный материал для самоподготовки

1. Н.Л. Глинка. Общая химия. Л., 1984, стр. 215.

2. С.С.Оленин, Г.И.Фадеев, Неорганическая химия. М., 1979, стр. 32.

3. А.С. Ленский Ввендение в бионеорганическую и биофизическую химию. М., 1989, стр. 56-90.

На занятии будут рассмотрены следующие вопросы:

1. Скорость химических реакций

2. Зависимость скорости химических реакций от различных факторов

3. Природы реагирующих веществ

4. Концентрации реагирующих веществ

5. Температура

6. Присутствие катализатора

7. Ферменты - биокатализаторы

8. Химическое равновесие

9. Вывод константы химического равновесия

10. Влияние внешних факторов на состояние равновесия. Принцип Ле-Штелье.

11. Равновесие в биохимических реакциях

Блок информации.

Химическая кинетика.

Химическая кинетика изучает: 1) определение скорости реакции и её зависимость от природы, концентрации веществ, температуры и наличия катализатора и 2) выявление механизма реакции, т.е. числа стадий и природы, образующихся в этих стадиях промежуточных веществ.

Скорость химической реакции характеризуется изменением концентрации реагирующих веществ (или продуктов реакции) за единицу времени:

Скорость реакции зависит от многих факторов.

Влияние концентрации реагирующих веществ:

При увеличении концентрации реагирующих веществ увеличивается число их столкновений, что приводит к увеличению скорости реакции. Влияние концентрации на скорость химической реакции выражает закон действия масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ:

2СО + О2 2СО2

V=К · С2 (СО) · С(О2)

К- константа скорости, постоянная величина, это скорость реакции при концентрации реагирующих веществ, равных единице, К- зависит от природы реагирующих веществ и температуры, но не зависит от концентрации веществ.

При гетерогенных реакциях концентрации веществ, находящихся в твердой фазе, обычно не изменяются в ходе реакции и потому не включаются в уравнение закона действия масс.

Например:

С + О2 СО2

V=К · С(О2)

Влияние температуры на скорость реакции.

Повышение температуры приводит к увеличению скорости реакции, что связано с ростом константы скорости реакции. В свою очередь константа скорости реакции зависит от энергии активации.

Чтобы молекулы могли вступить в химическое взаимодействие, они должны обладать некоторой избыточной кинетической энергией по сравнению со средней энергией молекул, которая называется энергией активации. Молекулы, обладающие такой энергией, считаются активными. В ходе химической реакции всегда преодолевается энергетический барьер, в вершине которого образуется промежуточное в ходе реакции соединение - активированный комплекс. Энергия активации - это тот энергетический барьер, который отделяет активированный комплекс от вступающих в реакцию веществ. В случае очень большой энергии активации будет мало молекул, способных преодолеть энергетический барьер и скорость реакции будет незначительной.

Зависимость константы скорости реакции от энергии активации /Е, Дж/моль/ выражается уравнением Аррениуса:

К=Џ·р·l-Еа/Rt

Џ - число столкновений молекул в секунду в единице объёма;

l - основание натурального логарифма / е=2,716…/;

R - универсальная газовая постоянная / =8,314 Дж/моль · К/;

Т - абсолютная температура, К;

Р - стерический множитель, связанный с ориентацией сталкивающихся молекул.

Известно и другое выражение уравнения Аррениуса:

Еа - энергия активации;

К1, К2 - константы скорости реакции при начальной /Т1/ и заданной /Т2/ температуре.

Скорость химических реакций, как правило, при повышении температуры возрастает. По правилу Вант-Гоффа, при повышении температуры на каждые 10оС скорость реакции увеличивается в 2-4 раза. Это увеличение называется температурным коэффициентом реакции.

vt2Kt - скорость реакции при начальной (Т1) и заданной (Т2) температурах.

Повышение температуры ведет к возрастанию числа активных молекул, обладающих достаточным запасом энергии, при соударении которых происходит акт реакции.

Для выяснения механизма химических реакций необходимо экспериментально определить порядок реакции.

Порядок реакции указывает зависимость скорости реакции от концентрации.

Реакции нулевого порядка.

Реакцией нулевого порядка называется реакция, скорость которой не зависит от концентрации реагирующих веществ. Например,

СаСо3 СаО+СО2

скорость этой реакции не зависит от концентрации реагирующих веществ. V=К, где К - константа скорости реакции.

Гетерогенные реакции, протекающие на поверхности твердого вещества относятся к реакциям нулевого порядка. Скорость таких реакций очень мала.

Реакции первого порядка.

Реакцией первого порядка называется реакция, скорость которой зависит от концентрации одного компонента.

Скорость реакции зависит только от концентрации.

Реакции второго порядка.

Реакции второго порядка могут быть двух типов

Простые реакции

Элементарные реакции классифицируют по числу молекул, которые участвуют в одном элементарном химическом акте.

Мономолекулярными называются реакции, в которых происходит превращение одной молекулы:

Биомолекулярными называются реакции, в которых элементарный акт осуществляется при столкновении двух молекул:

В тримолекулярных реакциях элементарный акт осуществляется при столкновении трех молекул:

Сложные реакции.

Сложные реакции:последовательные, параллельные, сопряженные, обратимые и цепные реакции

Последовательными называются реакции, которые протекают через ряд последовательных стадий:

С18Н32О16+Н2О С12Н22О11 + С6Н12О6

С12Н22О14+Н2О 2С6Н12О6

Параллельными называются реакции, при которых одни и те же исходные вещества одновременно реагируют, образуя разные продукты по нескольким направлениям:

2КСl + 3О2

6КСlО3

3 КСlО4 + КСl

Сопряженными называются две реакции, одна из которых, будучи самопроизвольной, вызывает (индуцирует) протекание в этой же системе второй химической реакции, не осуществляемой в отсутствие первой.

Например, бензол в водном растворе не окисляется пероксидом водорода, но при добавлении соли (П) присходит превращение его в фенол и дифенил:

6FeО + 2Н2CrО4 = 3Fe2 О3 + Cr2 О3 + 2Н2О

6НJ+ 2Н2CrО4= 3J2 + Cr2 О3 + 5Н2О

Обе реакции окисления протекают с участием общего промежуточного свободного радикала НО.

Обратимыми называются реакции, которым идут как в прямом, так и в обратном направлениях:

Число активных молекул можно увеличить не только нагреванием, но также квантом или колебательной энергией (световой, рентгеновской, радиоактивной, ультразвуковой и т. д.).

Реакции, протекающие под действием света, называются фотохимическими. К фотохимическим процессам относится большое число различных реакций, протекающих в организме человека.

В коже человека под действием ультрафиолетовых лучей солнечного света синтезируется витамин Д, обладающий антирахитичной активностью.

Наиболее важный фотохимический процесс, протекающий в зеленых частях растений - фотосинтез.

Фотосинтез - это источник пополнения запасов атмосферного кислорода в организме растений, которые служат питательным веществом для животных и человека.

Сущность фотохимического действия света заключается в возбуждении молекул или атомов реагирующих веществ под действием фотонов.

Зависимость между количеством поглощенной энергии при фотохимической реакции и количеством прореагировавшего вещества выражается законом фотохимической эквивалентности Эйнштейна, согласно которому каждая молекула, реагирующая под действием света, поглощает один квант излучения, вызывающего реакцию.

Для кинетической характеристики фотохимической реакции введено понятие квантового выхода.

где - число поглощенных молекул, - число поглощенных квантов света.

Как правило, квантовый выход должен равняться единице, но есть реакции, у которых он больше или меньше единицы.

С квантовым выходом протекают многие важные реакции. Например: первичной ступенью реакции образования озона является поглощение кванта лучистой энергии молекулой кислорода:

активная молекула.

Поглотив один квант энергии активирования, молекула кислорода вступает в реакцию с другими молекулами кислорода:

Скорость фотохимических реакций зависит от концентрации превращаемых веществ и температуры и пропорциональна количеству поглощенной энергии излучения.

Естественные фотохимические реакции имеют положительное влияние на организм. Например, под действием солнечных лучей провитамин Д переходит в витамин Д, что стимулирует процесс регенерации костной ткани.

Ультрафиолетовые лучи губительно действуют на бактерии, что используется для стерилизации инъекционных растворов.

Фотохимические реакции являются стимуляторами биохимических реакций, что используется для профилактики и лечения некоторых заболеваний в виде солнечных ванн.

Фотохимические реакции в зависимости от частот излучений могут отрицательно влиять на организм. Например, лучи, выделяющиеся при радиоактивном распаде изотопа наряду с положительным влиянием на процесс разложения злокачественных опухолей. Также отрицательно действуют на биохимические реакции, в результате которых возникает лучевая болезнь. Наиболее наглядным показателем последнего является уменьшение числа лейкоцитов в крови.

Реакции, при которых осуществляется цепь последовательно повторяющихся реакций, каждая из которых приводит к образованию активной частицы, называются цепными реакциями.

К цепным реакциям относится большинство фотохимических реакций: процессы горения и окисления, крекинг, полимеризация. Современная теория цепных реакций разработана И.И.Сеченовым.

Во всей цепной реакции различают три стадии:

Зарождение цепи.

Развитие цепи.

Обрыв цепи.

Примером цепной реакции является синтез хлороводорода под действием света.

При облучении на короткое время газовой смеси водорода и хлора происходит взрывная реакция и образуется хлороводород. Этот процесс происходит в три стадии.

Первая - зарождение цепи: под воздействием света в реакционной системе появляются активные частицы.

Вторая стадия - развитие цепи. Образующиеся атомы хлора реагируют с молекулами водорода с выделением радикала (атома) водорода, который в свою очередь взаимодействует с одной из молекул хлора.

Третья стадия - обрыв цепей, рекомбинация радикалов (атомов) - приводит к исчезновению активных частиц, т.е. к прекращению цепного процесса.

Рекомбинация атомов идет с выделением большого количества энергии.

В цепных реакциях активными частицами могут быть как свободные атомы, так и свободные радикалы.

Катализ. Ферментативный катализ.

Скорость химической реакции увеличивается в присутствии катализаторов. Реакции, протекающие с участием катализаторов, называются каталитическими. Явление изменения скорости реакции под действием катализаторов называется катализом.

Катализаторами могут быть разнообразные неорганические и органические вещества. Их масса в реакции мала, и как правило, остается неизменной к концу реакции. Катализаторы не только ускоряют химическую реакцию, которая в их отсутствии протекает весьма медленно, но могут вызвать реакции, без них заметно не проходящую. Характерное их свойство заключается в том, что они не проходящую. Характерное их свойство заключается в том, что они не потребляются в ходе реакции и поэтому не включаются в суммарное уравнение процесса.

Второй отличительной их способностью оказывается отсутствие влияния на химическое равновесие.

Различают гомогенный катализ, когда и катализатор, и реагирующие вещества находятся в одной фазе, и гетерогенный, и контактный катализ, при котором катализатором обычно является твердое вещество в газообразной или жидкой реакционной смеси.

Гомогенный катализ:

/реагирующие вещества и катализатор находятся в одной фазе - газовой/.

Гетерогенный катализ:

/реагирующие вещества - газообразные, катализатор - твердое вещество/.

В гомогенном катализе принимает участие вся масса катализатора поэтому увеличение скорости реакции прямо пропорционально его концентрации.

В целом механизм действия катализаторов заключается в том, что он реагирует с одним из исходных веществ с образованием промежуточного продукта, весьма реакционно-способного. При этом энергия активации уменьшается по сравнению с основной:

А+В=АВ - очень медленно

А+К=АК -К - катализатор

АК+В=АВ+К.

В тех случаях, когда промежуточное соединение катализатора с одним из исходных веществ (т.е. АК) взаимодействует со вторым исходным веществом - с более высокой энергией активации, наблюдается уменьшение скорости протекания реакции. В таких случаях катализ и катализатор называются отрицательными. Если отрицательный катализатор содержится в самой системе, он называется ингибитором.

Катализаторы могут увеличивать скорость одной реакции, нескольких реакций, специфически действовать на определенный процесс, определяя выход продуктов реакции. Например, этиловый спирт при нагревании может разлагаться двумя путями в зависимости от применяемого катализатора.

Таким образом можно добиться получения необходимого продукта.

В живых организмах осуществляется ферментативный катализ. Ферменты - это биокатализаторы, они являются белковыми соединениями. Ферменты катализируют тысячи химических реакций в организмах. Их роль как биокатализаторов биохимических превращений подобна роли катализаторов в других химических реакциях. По окончании реакции фермент как катализатор остается в свободном виде в исходной форме. Ферментативные реакции обычно относят к гетерогенно - каталитическим реакциям.

Количественное изучение ферментативных реакций проводит ферментативная кинетика - одна из важных областей науки, в которой широкое применение нашли математические методы. Она имеет огромную практическую ценность для биохимии.

Ферменты высокоспецифичные и обладают высоким каталитическим эффектом. В каталитическом акте участвует только определенная их часть - активный центр ферментов. Это часть белковой молекулы, образованная несколькими аминокислотными остатками, содержащими - и другие группы. Активный центр непосредственно взаимодействует с субстратом, образуя фермент-субстратный комплекс, который взаимодействуя с другим реагентом, образует именно продукт реакции.

Ферменты, содержащие в качестве коферментов ионы металлов, называются металлоферментами. Ионы металлов способны выполнять три задачи: они либо образуют соединительный мостик для связывания субстрата и фермента, либо представляют собой каталитическую группу. Металл-ионы способствуют приданию ферментам оптимальной конформации для проявления высокой каталитической активности. Кофакторы, весьма прочно связанные в белковой молекуле фермента, обычно называют простетическими группами, а слабо связанные - коферментами.

У металлоферментов активность зависит от наличия иона металла и при его удалении каталитическая активность фермента исчезает.

Например, при удалении иона цинка фермент карбоангидраза теряет свою активность.. Если в систему ввести необходимое количество ионов цинка, например, в виде соли, активность фермента восстанавливается.

Таким образом, ион металла необходим для проявления каталитической активности фермента. Приведем некоторые примеры металлоферментов и реакции, катализируемые ими:

железосодержащие ферменты

2. 2Н2О2 каталаза 2Н2О+О2

3 4-ферроцитохром С +О2 4-феррицитохром С + 2Н2О

5. 4-триметиламинобутират + 2-окиибутират Fe2+.O 3-гидрокси - 4-триметилбутират + сукцинат + СО2 + Fe2+.

6. 2 - аскорбат + О2 2 дегидроаскорбат + Н2О.

7. тирозин + дигидроксифенилаланин + О2 дигидроксифенилаланин + диоксифенилаланин + О2

Химическое равновесие.

Как известно, все обратимые реакции до конца не идут. При их течении скорость прямой реакции уменьшается, обратной - возрастает. В определенный момент они уменьшается одинаково, и тогда наступает химическое равновесие. Количественной характеристикой химического равновесия является константа химического равновесия. Выведем ее для реакции синтеза аммиака.

N2(г) +3H2(г) 2NH3

х1 = К1· C(N2) · C3(H2)

х2 = К2 · C2(NH3)

В состоянии равновесия: х1= х2

К1· C(N2) · C3(H2) = К2 · C2(NH3)

;

Км - константа равновесия.

Концентрации веществ, входящих в выражение константы равновесия, называются равновесными концентрациями.

Константа равновесия - постоянная величина при данной температуре, выражающая соотношение между равновесными концентрациями продуктов реакции и исходных веществ. Чем больше она, тем выше выход продуктов реакции: aA + bB +… cC + dD + …

В выражение Км не входят концентрации твердых веществ. При изменении условий протекания реакции химическое равновесие нарушается. В результате преимущественного протекания реакции в одном из возможных направлений устанавливается состояние нового химического равновесия, отличающееся от исходного. Процесс перехода от одного равновесного состояния к новому называется смещением химического равновесия. Направление этого смещения подчиняется принципу Ле-Шателье: «Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать какое-либо воздействие, то равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшается». Увеличение концентрации исходных продуктов приводит к смещению равновесия в сторону образования продуктов реакции и наоборот, увеличение концентрации продуктов реакции приводит к смещению равновесия в обратную сторону; повышение температуры смещает состояние химического равновесия в сторону эндотермической реакции; повышение давления - в направлении уменьшения общего числа молей газообразных веществ; удаление из системы одного из продуктов реакции ведет к смещению равновесия в сторону прямой реакции и т.д. Катализатор не влияет на значение константы равновесия. Константа равновесия химической реакции связана со стандартным изменением энергии Гиббса:

ДGт= -2,3 · R ·T·lgKт

При 298 К (250) уравнение преобразуется к виду:

ДG298 = -5,69lgK298,

где ДG298 выражена в кДж/моль.

Таким образом, из этих уравнений видно, что при ДG0 <0, lgK>0, т.е. К>1. Это значит, что при ДG0 <0 равновесие смещено в сторону прямой реакции и выход продуктов сравнительно велик; при ДG0 >0, lgK<1 выход продуктов прямой реакции мал.

Обучающие задачи и эталон их решения

Задача № 1. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 200С до 750С?

ДАНО:

н =2,8

t1 =200С

t2 =750С

?

Эталон решения.

1. Обозначим скорость реакции при t1-хt1, при t2- хt2 х

2.Повышение температуры

Дt=t1-t2 =750С-200С=550С

3.На основании правила Вант-Гоффа запишем:

Прологарифмируем данное выражение:

Отсюда

Ответ:

скорость реакции увеличится в 287 раз.

Задача № 2. Скорость химической реакции 2NO + O2 = 2NO2 при концентрации реагирующих веществ C(NO) =0,3 моль/л и C(O2) = 0,15 моль/л составила 1,2 10-9 моль/л*сек. Найдите значение константы скорости реакции.

ДАНО:

C(NO) = 0,3 моль/л;

C(O2) = 0,15 моль/л;

э = 1,2 * 10-3 моль/л.с

К=?

Эталон решения.

По закону действия масс: э = K·C2(NO)· C(O2)

Отсюда К=

К= 1,2·10-3моль/л2·л = 8,9·102 л2

0,3·0,3·0,15 л . с . моль3. моль моль2 · с

Ответ: К=8,9·102 л2

моль2 · с

Задача №3. Объясните, какие вещества называются отрицательными катализаторами и ингибиторами, в чем их отличие.

Эталон решения. Отрицательными катализаторами являются вещества, которые используются для замедления нежелательных процессов или для придания реакциям более спокойного характера. Например, при синтезе хлористого водорода из водорода и хлора отрицательным катализатором является кислород. В отличие этих веществ ингибиторы входят в состав продуктов реакции. Например, ингибитором коррозии железа может быть гидрокарбонат кальция - Са (НСО3)2, под действием которого на поверхности металла образуетсянерастворимая пленка карбоната железа.

...