З А Н Я Т И Е N 10
ТЕМА: Химическая кинетика и катализ.
Химическое равновесие. Изучение химического
равновесия и факторов, влияющих на его смещение.
ОСНОВНЫЕ ВОПРОСЫ ТЕМЫ:
1. Предмет химической кинетики. Химическая кинетика как основа для изучения скорости и механизма биохимических процессов.
2. Скорость химической реакции по веществу для гомогенных и гетерогенных превращений. Кинетические кривые.
3. Закон действующих масс. Выражение для скорости химической реакции. Константа скорости. Порядок реакции. Молекулярность.
4. Кинетические уравнения необратимых реакций 0, 1, 2 порядков. Время полуреакции.
5. Понятие о течении сложных реакций: параллельных, последовательных, сопряженных, обратимых, цепных.
6. Зависимость скорости реакции от температуры. Теория активных соударений. Температурный коэффициент. Энергия активации. Уравнение Аррениуса.
7. Теория активного комплекса. Объяснение действия катализатора с позиций данной теории. Катализ и катализаторы.
8. Кинетика ферментативных реакций. Уравнение Михаэлиса-Ментен. Молекулярная активность фермента.
УЧЕБНО-ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКАЯ РАБОТА N 10
ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА N 1
Зависимость скорости реакции от концентрации
реагирующих веществ
Опыт сводится к измерению времени образования заметного на глаз количества серы в результате реакции:
Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2S2O3
H2S2O3 = H2O + SO2 + S ↓
В 10 пробирок, помеченных карандашом, налить из бюреток растворы натрия тиосульфата, серной кислоты и воды в количествах, указанных ниже:
Таблица 1
№ пробирки | 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 |
Исходные растворы: | ||||||||||
Na2S2O3, 1 M раствор, мл | 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | |||||
Вода, мл | 4 | 3 | 2 | 1 | 0 | |||||
H2SO4, 1 М раствор, мл | 5 | 5 | 5 | 5 | 5 | |||||
Концентрация Na2S2O3 в начале опыта, моль/л | 0,1 | 0,2 | 0,3 | 0,4 | 0,5 | |||||
Время появления мути, с. |
Условная скорость реакции:
(1)
Сливаем попарно растворы двух пробирок 1 и 2, 3 и 4, 5 и 6, 7 и 8, 9 и 10. Отмечаем время сливания пробирок и время появления помутнения растворов (в сек.). По формуле (1) вычисляем условную скорость реакции и строим график зависимости скорости реакции от концентрации (на оси ординат – шкала скорости, на оси абсцисс – значение концентраций).
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА N 2
Зависимость скорости реакции от температуры
Для опыта используются растворы Na2S2O3 и H2SO4 тех же концентраций, что и в работе N 1. Налить в 4 пробирки по 5 мл раствора Na2S2O3, в другие 4 пробирки по 5 мл серной кислоты и разделить их на четыре пары по пробирке с Na2S2O3 и H2SO4 в каждой паре. Отметить температуру воздуха в лаборатории, а так же время сливания растворов первой пары пробирок и время появления помутнения раствора; остальные три пары пробирок поместить в химический стакан с водой и, нагревая его, провести реакции еще трех пар пробирок, но при tо на 10о выше комнатной (для второй пары) и т. д. Температуру наблюдать по термометру, опущенному в стакан с водой. Записать результаты опыта по форме:
Таблица 2
N пробирки | Кол-во Na2S2O3, мл | Кол-во H2SO4, мл | Температура оС | Время появ- ления мути, сек. |
|
Построить график, иллюстрирующий зависимость скорости реакции от температуры, для чего на оси абсцисс обозначить в определенном масштабе температуру опыта, а на оси ординат – величины обратные времени появления помутнения раствора. Сделать вывод из результатов опыта и графика.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА N 3
Влияние концентрации реагирующих веществ на
химическое равновесие
В пробирку, наполненную водой, добавить 2-3 капли хлорида железа (III), роданид аммония и перемешать. Полученный раствор разлить в 4 пробирки. В первую пробирку прибавить 2-3 капли NH4CNS, во вторую – FeCl3, в третью – NH4Cl. Раствор в четвертой пробирке оставить для контроля. Растворы каждой пробирки перемешать и сравнить с контрольной. Составить уравнение реакции и объяснить изменение окраски растворов во всех трех пробирках.
ФОРМА ОТЧЕТА:
1. Привести уравнения проделанных реакций.
2. Заполнить таблицу 1.
3. Построить график зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ по данным таблицы 1.
4. Заполнить таблицу 2.
5. Построить график зависимости скорости реакции от температуры по данным таблицы 2. Рассчитать температурный коэффициент реакции.
Вспомогательные материалы:
(оснащение занятия)
а) химическая посуда;
б) химические реактивы;
в) Таблицы 1-3.
Материалы для контроля усвоения темы:
– тексты контрольных работ;
МАТЕРИАЛЫ ДЛЯ САМОПОДГОТОВКИ СТУДЕНТОВ:
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
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
3. Константа скорости реакции первого порядка равна 2,5.10ˉ5сˉ1. Какое количество останется не прореагировавшим через 10 ч после начала реакции? Начальная концентрация равна 1 моль/л.
Ответ: 0,407 моль/л
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
МАТЕРИАЛЫ УИРС:
Кинетика радикальных реакций. Радикальные реакции in vivo, способы их ингибирования.
ЛИТЕРАТУРА
ОСНОВНАЯ:
1. Конспект лекций.
2. и др. "Общая химия", М., "Высшая школа", 1993, с. 391-422;
3. "Введение в биоорганическую и биофизическую химию", М., 1989, с. 55-79;
ДОПОЛНИТЕЛЬНАЯ:
1. "Химия", Санкт-Петербург, спец. литература, с. 92-106;
2. "Общая химия", Л., "Химия", 1985, гл. Y.
