Кинетика и катализ

Государственное бюджетное образовательное учреждение высшего

Профессионального образования

Саратовский государственный медицинский университет

Имени В.И. Разумовского» Министерства здравоохранения и социального

Развития Российской Федерации

(ГБОУ ВПО Саратовский ГМУ им. В.И. Разумовского

Минздравсоцразвития России)

Методические указания к лабораторно – практическому занятию

для студентов медицинских специальностей

Кинетика и катализ

Дисциплина: общая химия.

I курс.

Очная форма обучения.

Длительность занятия: 90 минут.

Разработка составлена асс. Куликовой Л.Н.

2011 г

Цель занятия:

рассмотреть основные понятия, используемые в кинетике. Научиться рассчитывать концентрацию вещества к заданному моменту времени, константу скорости реакции, время достижения заданной концентрации, время полупревращения. Понять зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ и температуры.

Исходные знания студентов:

Понятие о скорости химической реакции из школьного курса химии. Влияние на скорость реакции различных факторов. Закон действующих масс. Уравнение Вант-Гоффа.

План подготовки:

1) Осмыслить материал лекции №2 «Основные понятия химической кинетики. Классификация реакций в кинетике. Катализ» в соответствии с вопросами для подготовки к занятию (приложение 1).

2) Если определённые участки лекции трудны для понимания, то необходимо обратиться к следующим учебникам:

3) Ответить на вопросы для самоконтроля (приложение 2).

4) Выполнить тренировочный тест и проверить правильность выполнения по ключу (приложение 3).

5) Решить ситуационную задачу и сверить полученный ответ с эталоном (приложение 4).

Приложение 1: Вопросы для подготовки к занятию

1. Предмет химической кинетики.

2. Скорость реакции, средняя скорость реакции в интервале, истинная скорость.

3. Классификации реакций, применяющиеся в кинетике: реакции, гомогенные, гетерогенные и микрогетерогенные; реакции простые и сложные (параллельные, последовательные, сопряженные, цепные).

4. Молекулярность элементарного акта реакции.

5. Порядок реакции.

6. Период полупревращения.

7. Зависимость скорости реакции от концентрации. Закон действующих масс.

8. Константа скорости химической реакции.

9. Кинетические уравнения реакций нулевого, первого, второго порядков.

10. Экспериментальные методы определения скорости и константы скорости реакций.

11. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Температурный коэффициент скорости реакции и его особенности для биохимических процессов.

12. Уравнение Аррениуса. Энергетический профиль реакции; энергия активации.

13. Понятие о теории активных соударений.

14. Роль стерического фактора.

15. Понятие о теории переходного состояния.

16. Катализ. Гомогенный и гетерогенный катализ. Энергетический профиль каталитической реакции.

17. Особенности каталитической активности ферментов. Уравнение Михаэлиса - Ментен и его анализ.

Приложение 2: Вопросы для самоконтроля

1. Что изучает химическая кинетика?

2. Что называется скоростью химической реакции?

3. Напишите выражение для средней скорости реакции. Как она определяется экспериментально?

4. Что собой представляет истинная скорость реакции?

5. По каким признакам классифицируют реакции в кинетике? Приведите эти классификации.

6. Дайте определения понятиям молекулярность, порядок реакции, период полупревращения.

7. Какие факторы влияют на скорость химической реакции?

8. Какова зависимость скорости реакции от концентрации. Сформулируйте основной постулат химической кинетики. Приведите его запись.

9. Что называют константой скорости химической реакции?

10. Запишите кинетические уравнения реакций нулевого, первого, второго порядков.

11. Опишите экспериментальные методы определения скорости и константы скорости реакций.

12. Каким образом увеличение температуры влияет на скорость химической реакции? Сформулируйте правило Вант-Гоффа.

13. Запишите уравнение Аррениуса.

14. Изобразите энергетический профиль реакций с различным тепловым эффектом (энергетическая диаграмма для реакции, протекающей без тепловых эффектов; энергетическая диаграмма для экзотермической реакции, для эндотермической реакции).

15. Что такое энергия активации?

16. Опишите теорию активных соударений (ТАС).

17. Какова роль стерического фактора?

18. Опишите теорию переходного состояния.

19. Дайте определение понятию катализ (гомогенный и гетерогенный катализ). Изобразите энергетический профиль каталитической реакции. Какое влияние оказывает катализатор на выход продуктов реакции?

20. Каковы особенности каталитической активности ферментов? Запишите и проанализируйте уравнение Михаэлиса - Ментен.

Приложение 2: Краткий теоретический материал

Химическая кинетика изучает закономерности протекания химических процессов во времени.

Основные понятия кинетики:

Скорость реакции – это изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени:

.

Поскольку скорость реакции - величина положительная, то “+” ставится, если используется концентрация продуктов реакции, и “-” - для исходных веществ.

Например, для реакции 3H₂+N₂ = 2NH_3.

.

Общая скорость реакции равна скорости реакции по отдельному веществу, деленная на стехиометрический коэффициент, стоящий перед этим веществом в уравнении химической реакции.

Существует понятие средней и истинной скорости реакции.

Средняя скорость в интервале – изменение концентрации реагирующих веществ за некоторый промежуток времени:

,

Средняя скорость относится к средней концентрации

Истинная скорость – изменение концентрации реагирующих веществ в конкретный момент времени и представляет собой предел средней скорости при Dt®0

,

Различают простые и сложные реакции.

Простыми называют реакции, протекающие в одну стадию.

Сложными называют реакции, протекающие в несколько стадий.

Выделяют следующие виды сложных реакций:

1) параллельные;

2) последовательные,

3) сопряженные;

4) цепные.

Основной постулат химической кинетики – закон действующих масс

Молекулярность реакции - число молекул, реагирующих в одном элементарном акте реакции.

Для реакций различных порядков зависимость скорости от концентрации реагирующих веществ выражается индивидуальным кинетическим уравнением.

1) Реакции нулевого порядка (n=0).

Вид реакции: A®продукт; в этом случае скорость реакции не зависит от концентрации исходного вещества, т.е. концентрация вещества А поддерживается на одном уровне.

Кинетическое уравнение: . или

,

где k₀ – константа скорости реакции нулевого порядка;

t – время от начала реакции до достижения концентрации с;

а - концентрация вещества А при t =0,

с - концентрация вещества А в момент времени t.

Размерность k ₀ определяется выражением k ₀ =w, поэтому .

Время полупревращения t_1/2 - время, за которое концентрация исходного вещества уменьшается в 2 раза.

.

2) Реакции первого порядка (n=1).

Вид реакции: A ®продукт;

Кинетическое уравнение: или ,

Размерность константы скорости: k ₁, [t^-1].

Время полупревращения t_1/2: .

3) Реакции второго порядка (n=2).

Вид реакции: A + В ®продукт или 2 A ®продукт.

Пусть к началу реакциии концентрации исходных веществ равны .

Кинетическое уравнение: или .

Размерность константы скорости: k ₂, [конц.^-1× t^-1].

Время полупревращения t_1/2: .

Размерность константы скорости: k ₃, [конц.^-2× t ^-1].

В общем случае .

Экспериментально скорость реакции определяют измерением концентрации реагирующих веществ за определенный промежуток времени с последующим расчетом по формулам средней или истинной скорости реакции.

Константу скорости реакции можно определить представив экспериментальные данные в линейных координатах кинетического уравнения соответствующего порядка.