Вопрос 5. Зависимость скорости реакции от концентрации реагентов. Кинетические уравнения реакций первого, второго и нулевого порядков.

Закон действующих масс(Гультберг, Вааге):

Скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов.

V=kC^a_A*C^b_B

k – константа скорости хим р-ции (отвечает за природу химических веществ, агрегатное состояние)

С – молярная концентрация

Зависимость скорости химической реакции от концентрации описывается кинетическим уравнением. Например для реакции:

aA + bB продукты

V=kc(A)в степени p * c(B) в степени q

Где p,q – найденные экспериментальным путем коэффициенты

k-константа скорости реакции, размерность которой зависит от значений p,q

C-концентрации реагентов А и В

a, b – стехиометрические коэффициенты

Константа скорости есть величина постоянная, не зависящая от концентрации реагентов.

При представлении концентрационной зависимости скорости в виде закона действующих масс предполагается, что скорость зависит от концентрации реагентов А и В. Физический смысл константы скорости реакции нетрудно установить – она численно равна скорости реакции, в которой концентрации реагирующих веществ равна 1 моль\ л или их произведения равно единице:

Если (А) = (В) = 1 моль\л = V = k *1 * 1 , т.е. V = k.

Это скорость данной реакции в стандартных условиях.

Порядок реакции - это число равное сумме показателей степеней концентраций реагирующих веществ в кинетическом уравнении реакции. Порядок реакций характеризует формально кинетическую зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Реальный порядок реакций устанавливается экспериментальным путем и часто не совпадает с теоретическим.

Реакции нулевого порядка:

-dc/dt =k откуда С0 – Сt =kt

По нулевому порядку проходят следующие процессы:

-фотохимические реакции, скорость которых определяется количеством поглощенного света.

- каталитические реакции, скорость которых зависит от концентрации только катализатора

-реакции, в которых убыль исходного вещества постоянно восполняется его поступлением из другой фазы.

Прямая идет параллельно оси абсцисс, tg( альфа )=0, т.е. p + q =0

V

C

Реакции первого порядка: в том случае если угол наклона прямой на графике составляет 45 градусов, tg= 1

- dc/dt=kc

v

c

Реакции второго порядка:

-dc/dt=kt(в квадрате)

График кривая

Вопрос 6. Зависимость скорости реакции от температуры. Температурный коэффициент скорости реакции и его особенности для биохимических процессов. Понятие о теории активных соударений. Энергетический профиль реакции; энергия активации; уравнение Аррениуса.

Зависимость скорости реакции от температуры.

1. Правило Вант-Гоффа: скорость большинства реакций увеличивается приблизительно в 2-4 раза при увеличении температуры на 10⁰С: V_t2=V_t1*γ^t2-t1/10, где γ – температурный коэффициент константы скорости реакции(in vitro - в стекле, стакане, вне γ=(2-4), in vivo – внутри γ=(15-9))

2. Уравнение Аррениуса для константы скорости: k=A_e^-Ea/RT, где Е_а (энергия активации Дж/моль) и А – постоянные, не зависящие от температуры величины, R – универсальная газовая постоянная, Т – абсолютная температура.

Уравнение, которое часто используют для различных расчетов, получают путем неопределенного интегрирования : k=А*e^(-E/RT), где k – константа (моль*л/сек), А – предэкспотенциальный множитель, где Е_а - энергия активации (Дж/моль).

Теория активных соударений (Аррениус):

1. Реакционноспособными являются не все молекулы, а только те, которые находятся в особом активном состоянии.

2. Активные молекулы образуются из обычных в результате протекания обратимого процесса поглощения энергии.

3. Активные молекулы превращаются в молекулы конечного продукта со скоростью, не зависящей от температуры.

4. Влияние температуры на скорость химического процесса сводится к смещению равновесия между обычными и активными молекулами в сторону увеличения концентрации последних.

Энергия активации – это тот энергетический барьер, который должны преодолеть исходные вещества по пути превращения в продукты реакции.