- •1.Понятие об эквиваленте. Эквивалент сложного вещества. Изменение эквивалентов, при вступлении их в химические реакции. Закон эквивалентов.
- •2.Теоретические основы объемного анализа. Классификация объёмного анализа, по реакции, лежащей в их основе и по способу титрования. Расчёты, применяемые в объёмном анализе.
- •3.Кислотно-основной метод титрования. Индикаторы, применяемые в этом методе. Кривые титрования. Точка эквивалентности. Стандартные и рабочие растворы. Определение общей кислотности желудочного сока.
- •4.Перманганатометрия. Определение активности каталазы крови.
- •5.Йодометрия. Определение содержания чистой аскорбиновой кислоты в витамине с.
- •6. Окислительно-восстановительные реакции. Зависимость эквивалентного окислителя и восстановителя от реакции среды.
- •7.Типы окислительно-восстановительных реакций.
- •8.Агрентометрия. Методы Мора и Фольгарда
- •9.Термохимические уравнения и расчёты. Закон Гесса и следствия из него. Стандартные теплоты сгорания и образования и их применение для термохимических расчетов.
- •10. Обратимые и необратимые по направлению реакции. Понятия о химическом равновесии. Принцип Ле-Шателье.
- •Влияние концентрации
- •Влияние температуры
- •Влияние давления
- •11.Химическая кинетка, как основа для изучения скоростей и механизма биохимических процессов. Средняя скорость реакции.
- •12. Закон действующих масс. Константа скорости реакции. Зависимость скорости реакции от концентрации.
- •13. Молекулярность и порядок реакции. Лимитирующая стадия процесса.
- •14.Типы сложных химических реакций (параллельные, последовательные, сопряжённые, обратные, цепные).
- •15.Уравнение кинетики реакции первого порядка. Период полупревращения.
- •16.Уравнения кинетики реакций второго порядка.
- •17.Зависимость скорости реакции от температуры. Температурный коэффициент скорости реакции (правило Вант-Гоффа).
- •18. Энергия активации. Уравнение Аррениуса.
- •19. Катализ и катализаторы. Гомогенный и гетерогенный катализ. Микрогетерогенный катализ.
- •20.Ферменты как биологические катализаторы и их классификация.
- •21. Ферментативный катализ. Уравнение Михаэлиса-Ментен и его анализ.
- •22. Способы выражения концентрации растворов.
- •23. Коллигативные свойства растворов. Закон Рауля и следствия из него.
- •24. Осмос и осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Изотонический коэффициент.
- •25. Понижение температуры замерзания растворов. Криоскопическая постоянная.
- •26. Повышение температуры кипения растворов. Эбулиоскопическая постоянная.
- •27. Роль осмоса и осмотического давления в биологических системах. Плазмолиз. Гемолиз.
- •28.Теория кислот и оснований. Сильные и слабые электролиты, степень диссоциации.
- •29. Константа диссоциации. Закон разведения Освальда.
- •30. Электролиты в организме человека.
- •31. Протолитическая теория кислот и оснований.
- •32. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель.
- •33. Гидролиз солей. Степень гидролиза.
- •34. Константа гидролиза солеи образованной сильным основанием и слабой кислотой (вывод уравнения).
- •35. Константа гидролиза соли образованной слабым основанием и сильной кислотой (вывод уравнения).
- •36. Константа гидролиза соли образованной слабым основанием и слабой кислотой (вывод уравнения).
- •37. Ступенчатый гидролиз солей. Связь константы гидролиза со степенью гидролиза.
- •38. Буферные системы и механизм их действия. Буферная емкость и факторы ее определяющие.
- •39. Уравнения Гендерсона Гассельбаха для расчёта рН буферных систем (вывод).
- •40. Буферные системы крови.
- •41. Методы получения коллоидных растворов.
- •42. Методы очистки коллоидных растворов. Искусственная почка.
- •43. Строение коллоидных частиц. Строение мицеллы.
- •44. Электрокинетические явления. Электрофорез. Электроосмос. Потенциалы протекания и седиментации.
- •47. Металлы и сплавы. Применение металлов и сплавов в стоматологии. Коррозия металлов.
- •45. Состав и свойства гипса. Применение в стоматологии.
- •46. Цементы. Их состав и свойства. Применение в стоматологии.
18. Энергия активации. Уравнение Аррениуса.
Аррениус предположил, что реагировать между собой могут только те молекулы, которые находятся в активной форме, образующиеся из обычных молекул. Такие молекулы были названы активными, а энергия, необходимая для перевода обычных молекул в активное состояние, энергией активации.
В самом деле, в ходе химической реакции разрушаются одни и возникают другие молекулы, происходит изменение химических связей, т.е. перераспределение электронной плотности. Если бы старые связи в ходе реакции сразу полностью разрушались, то на это потребовалось бы большое количество энергии, и реакция протекала крайне медленно. Как показали исследования, в ходе реакции система проходит через переходное состояние, через образование активированного комплекса. Например, ход реакции
АВ + DC = AD + BC
В активированном комплексе старые связи еще не разорваны, но уже ослаблены, новые связи наметились, но еще не образовались. Время существования его не велико (10‾14 – 10‾11 с). При распаде комплекса образуются либо продукты реакции, либо исходные вещества. Для образования переходного комплекса необходима энергия. Система в переходном состоянии имеет более высокую энергию, чем в исходном и конечном состояниях.
Энергия, необходимая для перехода вещества в состояние активированного комплекса, называется энергией активации.
Образование активированного комплекса определяется энергией молекул. Молекула, энергия которой достаточна для образования активированного комплекса, называется активной. Доля таких молекул зависит от температуры. При высоких температурах доля активных молекул, энергия которых равна или выше энергии активации, велика и, соответственно, растет доля молекул способных к активным столкновениям с образованием активированного комплекса, т.е. реакции идут быстро. Чем выше энергия активации, тем меньше доля частиц, способных к активному взаимодействию. Экзотермические реакции протекают с меньшей энергией активации, чем эндотермические (рис.18). Высокая энергия активации (высокий энергетический барьер) является причиной того, что многие химические реакции при невысоких температурах не протекают, хотя термодинамически возможны (ΔG < 0).
Итак, энергия активации – это энергия, необходимая для перехода частиц в состояние активированного комплекса. Частицы, энергия которых равна или выше энергии активации, называются активными. С ростом температуры растет доля этих частиц и соответственно скорость реакции. С увеличением энергии активации уменьшается доля активных молекул и скорость реакции.
В 1889 г. шведский ученый Сванте Аррениус на основании экспериментов вывел уравнение, которое названо его именем
,
где k – константа скорости реакции; А – предэкспоненциальный множитель; е – основание натурального логарифма; Еа – постоянная, называемая энергией активации, определяемая природой реакции. Значения Еа для химических реакций лежат в пределах 40 – 400 кДж/ моль.
После логарифмирования уравнение имеет вид
Если представить графическую зависимость lnk = f(1/T), то она имеет вид (рис 17).
Здесь tgα = -Еа/R и Еа = - Rtgα. Отрезок, отсекаемый на оси ординат равен lnА.
Итак, константа скорости реакции (и скорость) возрастает с увеличением температуры по экспоненциальному закону. В соответствии с уравнением Аррениуса константа скорости реакции уменьшается с ростом энергии активации. Уравнение Аррениуса позволяет рассчитывать константы скорости (и скорости) при различных температурах.