- •Ионоселективные электроды и их применение в медико-биологических исследованиях.
- •Химическая кинетика.
- •Кинетическая классификация химических реакций.
- •Влияние температуры на скорость реакции. Энергия активации.
- •Катализ.
- •Электрокинетический потенциал (дзета-потенциал) и его свойства.
- •Устойчивость и коагуляция коллоидных систем.
- •Физико-химические свойства биополимеров и их растворов. Растворы вмв
- •Специфические свойства вмв.
- •Набухание.
- •Растворы вмв и их свойства.
- •Вязкость.
- •Осмотическое давление.
- •Биологическое значение онкотического давления.
- •Высаливание и денатурация белков
- •Коацервация.
- •Влияние pH на состав и свойства белков. Понятие изоэлектрической точки белка.
- •Биогенные элементы.
- •Топография микроэлементов.
- •Формы нахождения биогенных элементов в организме.
- •Токсическое действие нитратов на организм.
- •Механизм образования смога и его токсическое действие на организм.
- •Кальций и фосфор в организме.
- •Способы выражения концентрации растворов.
- •Расчет молярных масс эквивалентов м(1/z)X кислот, щелочей, солей, окислителей – восстановителей.
- •Аналитическая химия.
- •Кислотно-основное титрование (метод нейтрализации).
- •Индикаторы метода кислотно-основного титрования.
- •Методы окисления-восстановления.
- •Перманганатометрия.
- •Приготовление титранта раствора kMnO4.
Химическая кинетика.
Одна из основных задач химии – установление зависимости между строением, энергетическими характеристиками и реакционной способностью реагирующих веществ.
О принципиальной осуществимости химических реакций судят по величине изменения энергии Гиббса G, однако, принципиально возможные реакции реально в обычных условиях могут не протекать, например: 2NO2+O2=2NO2; G=-70 кДж
2H2+O2=2H2O; G=-458 кДж. Эта реакция должна идти быстро в обычных условиях, однако при комнатной температуре не протекает, а при нагревании до 70С или в присутствии катализатора идёт мгновенно со взрывом. Таким образом, для полной характеристики процесса необходимо знать его закономерность протекания во времени и детальный механизм.
Химическая кинетика изучает механизм и скорость химических превращений.
Скорость химических реакций – это число элементарных взаимодействий, происходящих в единицу времени в единице объёма гомогенной системы или на единице поверхности раздела фаз гетерогенной системы.
Скорость реакции характеризуют изменением концентрации вещества в системе в единицу времени: =C/t. Изменение концентрации в системе измеряется в моль·дм-3, а время в секундах, минутах, часах.
Различают среднюю и истинную скорость реакции.
Средняя скорость реакции определяется изменением концентрации реагирующего вещества или продукта реакции за любой промежуток времени С=С2-С1. Если характеризуют изменение концентрации реагирующего вещества, то С<0, т.к. С2<С1. Если характеризуют изменение концентрации продуктов реакции , то С>0, т.к. С2>С1. Поэтому выражение средней скорости реакции: ср=C/t, т.к. скорость реакции в любом случае больше нуля.
Мгновенная или истинная скорость реакции – есть первая производная изменения концентрации вещества во времени: ист=dC/dt, т.е. характеризуется изменением концентрации за бесконечно малый промежуток времени.
Влияние концентрации вещества на скорость реакции сформулировано в основном постулате химической кинетики
законе действующих масс: скорость химических реакций при данной температуре прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степени соответствующих стехиометрических коэффициентов.
Математическое выражение закона Вульдберга-Вааге – кинетическое уравнение реакции: nA+mBqC. Скорость прямой реакции: =kCan·Cbm. Скорость обратной реакции =kCсq.
В кинетическом уравнении реакции учитываются концентрации веществ в жидкой и газообразной фазах системы. В случае твёрдой фазы процесс идёт не в объёме вещества, а на его поверхности, поэтому концентрация твёрдой фазы за данный промежуток времени считается постоянной и включается в константу скорости реакции – k, которая зависит от природы реагирующих веществ и не зависит от концентрации.
2NO+O2=2NO2; =kCNO2·CO2
C(ТВ)+O2(Г)=CO2; =kCO2
Кинетическая классификация химических реакций.
В химической кинетике химические реакции классифицируют:
по молекулярности;
по порядку реакции.
Молекулярность химического процесса определяется числом молекул, участвующих в элементарном химическом взаимодействии.
По молекулярности различают:
Мономолекулярные реакции: АВ, АС+Д. Пр.: реакции изомеризации, диссоциации и разложения.
Бимолекулярные реакции: А+В=С, А+В=С+Д. Пр.: реакции обмена, замещения, соединения.
Вероятность одновременного столкновения большего числа частиц очень мала, поэтому тримолекулярные реакции встречаются редко, а тетрамолекулярные не встречаются.
Порядок реакции определяется кинетическим уравнением и равен сумме показателей степеней при концентрациях этих уравнений.
Реакции нулевого порядка, которые характеризуются постоянной скоростью и отвечают уравнению вида =k, где скорость реакции не зависит от концентрации веществ.
реакции первого порядка, которые характеризуются уравнением =kCa. Это может быть в случае мономолекулярных реакций или на конечных стадиях биохимических процессов.
реакции второго порядка, характеризующиеся уравнением вида =kCaCb. Это справедливо для реакций соединения, обмена, в случае примерного равенства концентраций реагирующих веществ.
Биохимические процессы протекают многостадийно. Средняя скорость таких процессов главным образом зависит от скорости самой медленной, лимитирующей, стадии. Порядок многостадийных процессов определяется опытным путём и может быть дробным.