Презентация на тему: Лекция №2. Химическая кинетика. Химическое равновесие. Учение о растворах

Лекция №2. Химическая кинетика. Химическое равновесие. Учение о растворах.
План лекции
Лекция №2. Химическая кинетика. Химическое равновесие. Учение о растворах.
Лекция №2. Химическая кинетика. Химическое равновесие. Учение о растворах.
Лекция №2. Химическая кинетика. Химическое равновесие. Учение о растворах.
Лекция №2. Химическая кинетика. Химическое равновесие. Учение о растворах.
Механизмы реакций
Лекция №2. Химическая кинетика. Химическое равновесие. Учение о растворах.
Лекция №2. Химическая кинетика. Химическое равновесие. Учение о растворах.
Лекция №2. Химическая кинетика. Химическое равновесие. Учение о растворах.
Лекция №2. Химическая кинетика. Химическое равновесие. Учение о растворах.
Факторы, влияющие на скорость реакции
Кинетические уравнения
Лекция №2. Химическая кинетика. Химическое равновесие. Учение о растворах.
Лекция №2. Химическая кинетика. Химическое равновесие. Учение о растворах.
Лекция №2. Химическая кинетика. Химическое равновесие. Учение о растворах.
Свойства ферментов
Зависимость скорости реакции (V) от концентрации субстрата S.
Лекция №2. Химическая кинетика. Химическое равновесие. Учение о растворах.
Химическое равновесие
Лекция №2. Химическая кинетика. Химическое равновесие. Учение о растворах.
Лекция №2. Химическая кинетика. Химическое равновесие. Учение о растворах.
Лекция №2. Химическая кинетика. Химическое равновесие. Учение о растворах.
Термодинамика химического равновесия
Уравнения изобары и изохоры химических процессов
Стационарное состояние биологических систем. Гомеостаз.
Лекция №2. Химическая кинетика. Химическое равновесие. Учение о растворах.
Осмос
Лекция №2. Химическая кинетика. Химическое равновесие. Учение о растворах.
Лекция №2. Химическая кинетика. Химическое равновесие. Учение о растворах.
Осмотическое давление
Осмотическое давление биологических жидкостей
Осмотические явления
Лекция №2. Химическая кинетика. Химическое равновесие. Учение о растворах.
Лекция №2. Химическая кинетика. Химическое равновесие. Учение о растворах.
Теория водных растворов сильных электролитов
Лекция №2. Химическая кинетика. Химическое равновесие. Учение о растворах.
Лекция №2. Химическая кинетика. Химическое равновесие. Учение о растворах.
Коэффициенты активности ионов в водных растворах
Биологическая роль теории сильных электролитов
1/40
Средняя оценка: 4.2/5 (всего оценок: 24)
Код скопирован в буфер обмена
Скачать (415 Кб)
1

Первый слайд презентации: Лекция №2. Химическая кинетика. Химическое равновесие. Учение о растворах

Кафедра медицинской и биологической химии ХМГМА

Изображение слайда
2

Слайд 2: План лекции

1. Химическая кинетика. Скорость реакции. Закон действующих масс. Молекулярность и порядок реакции. Зависимость скорости от концентрации и температуры. Уравнение Аррениуса. Гомо- и гетерогенный катализ. Понятие о ферментах как биологических катализаторах. 2. Обратимые и необратимые реакции. Константа химического равновесия. Прогнозирование смещения химического равновесия. Понятие о гомеостазе и стационарном состоянии живого организма. Осмос и осмотическое давление: уравнение Вант-Гоффа. Понятие о изоосмии. Роль осмоса в биологических системах. Плазмолиз. Элементы теории электролитов. Сильные и слабые электролиты. Теория сильных электролитов Дебая-Хюккеля. Ионная сила раствора. Активность, коэффициент активности. Электролиты в организме.

Изображение слайда
3

Слайд 3

Химическая кинетика – это учение о скорости химических реакций, их механизме и закономерностях протекания во времени.

Изображение слайда
4

Слайд 4

Скорость химической реакции показывает изменение концентрации веществ во времени. Скорость реакции: Средняя -характеризует изменение концентрации веществ за некоторый промежуток времени. Для гомогенных систем υ ср. = ±  n/ V  t, или υ ср. = ±  С / t, моль/л  с моль/л  с (мин., час) Для гетерогенных систем υ ср. = ±  n/ S  t, моль/м 2  с (мин., час)

Изображение слайда
5

Слайд 5

Истинная -характеризует изменение концентрации веществ к бесконечно малому промежутку времени υ ист. = ± dC /d t, моль/л  с υ =k C Дифференциальное(кинетическое уравнение): dC /d t = k C, где k – константа скорости реакции

Изображение слайда
6

Слайд 6

k – константа скорости реакции показывает какая доля из общего числа молекул в расчете на один моль вещества приводит к химическому взаимодействию. Значение k зависит от природы реагирующих веществ, температуры

Изображение слайда
7

Слайд 7: Механизмы реакций

параллельные (разветвленные) А  В  С Пример: гликолиз  глюкоза  глюкозо-6-фосфат  гликогеногенез  пентозо-фосфатный путь (ПФП)

Изображение слайда
8

Слайд 8

последовательно-параллельные А  В  С  D  E Пример: синтез нуклеотидов сопряженные А + В  С С + E  D Пример: АТФ + Н 2 О  АДФ + Н 3 РО 4 Н 3 РО 4 + глюкоза  глюкозо-6-фосфат + Н 2 О Н 3 РО 4 – индуктор; глюкоза-акцептор

Изображение слайда
9

Слайд 9

- циклические А  В   Е С Пример: Цикл Кребса, Орнитиновый цикл - спиральные  А    В   Е С D Пример: -окисление жирных кислот

Изображение слайда
10

Слайд 10

цепные реакции (превращение химических веществ идет с участием активных частиц с не насыщенными валентностями-свободными радикалами) Пример: пероксидное окисление липидов (ПОЛ) фотохимические реакции(энергия, необходимая для их инициирования подводится в форме электромагнитных излучений) Пример: акт зрения

Изображение слайда
11

Слайд 11

Молекулярность - количество молекул, участвующих в элементарном акте взаимодействия. Реакции: -мономолекулярные (разложение, изомеризация) Н 2 СО 3 ↔Н 2 О + СО 2 υ = k 1 C( Н 2 СО 3 ) -бимолекулярные υ = k 2 C( Н 2 О ) C( СО 2 ) - тримолекулярные 2NO + H 2  N 2 O + H 2 O υ = k C( NO ) 2 C( H 2 )

Изображение слайда
12

Слайд 12: Факторы, влияющие на скорость реакции

1) Концентрация Закон Гульдберга и Вааге: «При постоянной температуре скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам» Для реакции: aA + bB ↔cC + dD υ = k 1 C(A) a C(B) b Закон справедлив для простых реакций, для сложных реакций определяют порядок реакции, являющийся суммой стехиометрических коэффициентов a + b Для сложных реакций: υ = k 1 C(A) ν A C(B) ν B, где ν A, ν B – порядки реакций для веществ А и В

Изображение слайда
13

Слайд 13: Кинетические уравнения

С 0 -исходная концентрация вещества; С- оставшаяся концентрация вещества после реакции для реакций : 0 -проядка υ = k ; С 0 -С= k 0  t ; k 0 =С 0 -С/ t (моль/л  с) I- порядка υ = k I  С ; С = С 0  e k I  t ; lg С = lg С 0 - k I  t/2, 3 ; k I = 1/ t  ln С 0 / С ( с -1 ); k I = 2, 3 / t  lg С 0 / С ( с -1 ) II- порядка υ = k II  С 2 ; С = С 0 /1+ k II  С 0  t ; k II = 1/ t  (С 0 -С/ С 0  С) (л/моль  с)

Изображение слайда
14

Слайд 14

Период полупревращения (полураспада) t ½ -промежуток времени в течение которого реагирует половина взятого количества вещества для реакций : 0 -проядка t ½ = С 0 /2 k 0 I- порядка t ½ = 0, 693 / k I II- порядка t ½ = 1/ k II  С 0

Изображение слайда
15

Слайд 15

2. Температура Закон Вант-Гоффа: «При повышении температуры на 10 0 С скорость гомогенной реакции возрастает в 2-4 раза» υ Т 2 / υ Т 1 = γ Т 2 - Т 1 /10 ; γ - температурный коэффициент реакции, показывающий во сколько раз возрастает скорость реакции при увеличении температуры на 10 0 С. Уравнение Аррениуса: k = А е –Еа/ RT, где А – предэкспоненциальный множитель, учитывающий вероятность и число активных столкновений; Еа – энергия активации, показывающая тот необходимый избыток энергии, которым должны обладать молекулы в момент столкновения, чтобы реакция была возможной

Изображение слайда
16

Слайд 16

Уравнение Аррениуса в дифференциальной форме (уравнение изобары): (d lnk/dT) p = Ea/R  T 2 (d lnk/dT) p = H /R  T 2 lg (k T 2 / k T 1 ) = Ea(T 2 -T 1 )/ 2, 3  R  T 2  T 1 Ea = lg (k T 2 / k T 1 )  ( 2, 3  R  T 2  T 1 / (T 2 -T 1 ) )

Изображение слайда
17

Слайд 17: Свойства ферментов

Высокая биологическая активность Высокая специфичность Зависимость активности от условий среды

Изображение слайда
18

Слайд 18: Зависимость скорости реакции (V) от концентрации субстрата S

Изображение слайда
19

Слайд 19

V max - максимальная скорость реакции при данной концентрации фермента в оптимальных условиях проведения реакции. К m - константа Михаэлиса. Численно равна концентрации субстрата, при которой достигается ½ максимальной скорости. Характеризует сродство фермента к субстрату. Чем меньше значение, тем больше сродство. Уравнение Михаэлиса-Ментен: V = V max  [S] / К m

Изображение слайда
20

Слайд 20: Химическое равновесие

Классификация химических реакций по обратимости Необратимые - протекают в одном направлении практически до конца. Практически необратимыми являются реакции значения  G 0 298 которых больше 30 кДж/моль или меньше -30 кДж/моль. Признаками таких реакций является образование газообразных продуктов, трудно растворимого соединения, слабого электролита. Пример: 2KMnO 4  K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2  BaCl 2 + H 2 SO 4 BaSO 4 + 2HCl NaOH + HCl NaCl + H 2 O

Изображение слайда
21

Слайд 21

Обратимые – одновременно протекают как в прямом, так и в обратном направлении. Значения  G 0 298 находятся в пределах от -30 кДж/моль до 30 кДж/моль. Пример: I 2 + H 2 ↔ 2HI CH 3 COOH + C 2 H 5 OH ↔ CH 3 COOC 2 H 5 + H 2 O Условия химического равновесия Химическим равновесием называется такое состояние обратимого процесса, при котором скорости прямой и обратной реакции равны. V пр. = V обр.

Изображение слайда
22

Слайд 22

Изображение слайда
23

Слайд 23

Для реакции I 2 + H 2 ↔ 2HI υ пр. = k 1  C( I 2 )C(H 2 ) υ обр. = k 2  C( HI) 2 υ пр. = υ обр. k 1  C( I 2 )C(H 2 ) = k 2  C( HI) 2 k 1 / k 2 = C( HI) 2 / C( I 2 )C(H 2 ) = Пс, где C ( HI ), C( I 2 ), C(H 2 ) – исходные концентрации веществ, моль/л Пс – стехиометрическое соотношение концентраций веществ. В условиях химического равновесия: [HI] 2 / [I 2 ][H 2 ] = K с, где [HI], [I 2 ], [H 2 ] – равновесные концентрации веществ, K с – константа равновесия реакции

Изображение слайда
24

Слайд 24: Термодинамика химического равновесия

∆ G = ∆ G 0 + R  T  Пс В условиях химического равновесия: ∆ G = 0; ∆ G 0 = - R  T  ln Кс, где Кс- константа равновесия реакции Кс =[C] c  [D] d / [A] a  [B] b, для газообразных веществ: Кр = р c ( C )  р d ( D ) / р a ( A )  р b ( B ) [ C ] = С(исх.) – С(прореаг.) ∆ G = - R  T  ln Кс + R  T  ln Пс ∆ G = - R  T  ln (Кс/Пс) = R  T  ln (Пс/Кс) -уравнение изотермы химической реакции

Изображение слайда
25

Слайд 25: Уравнения изобары и изохоры химических процессов

Уравнение изобары ( dlnKp / dT ) p = ∆ H / RT 2 ln(K(T 2 )/K(T 1 )) = ∆H  (T 2 – T 1 ) / R  T 2  T 1  lg(K(T 2 )/K(T 1 )) = ∆H  (T 2 – T 1 ) /2,3  R  T 2  T 1 Уравнение изохоры ( dlnKp / dT ) v = ∆ E / RT 2 ln(K(T 2 )/K(T 1 )) = ∆E  (T 2 – T 1 ) / R  T 2  T 1 lg(K(T 2 )/K(T 1 )) = ∆E  (T 2 – T 1 ) /2,3  R  T 2  T 1

Изображение слайда
26

Слайд 26: Стационарное состояние биологических систем. Гомеостаз

Состояние системы, при котором ее параметры со временем не меняются, но происходит обмен веществом и энергией с окружающей средой называется стационарным. Для живых организмов характерно постоянство параметров стационарного состояния во времени, которое называется – гомеостаз. Сходство химического равновесия со стационарным состоянием заключается в неизменности во времени (сохраняет свои параметры). Отличие заключается в двух признаках: - для стационарного состояния ∆ G ≠ 0, ∆ G / ∆ t = ∆ Gi / ∆ t + ∆ Ge / ∆ t (величина постоянная). для химического равновесия ∆ G = 0 - Энтропия при стационарных состояниях минимальна, а при химическом равновесии – максимальна.

Изображение слайда
27

Слайд 27

Аутостабилизация – восстановление и поддержание стационарного состояния (свойство стационарности открытых систем)

Изображение слайда
28

Слайд 28: Осмос

Осмос –одностороннее проникновение молекул растворителя через полупроницаемую мембрану из растворителя в раствор или из раствора с меньшей концентрацией в раствор с большей концентрацией.

Изображение слайда
29

Слайд 29

Давление, которое нужно приложить, чтобы прекратить осмос, называется осмотическим давлением. Гидростатическое давление: р = h ∙ρ∙ g, где h – высота поднятия жидкости, м; ρ – плотность раствора, кг/м 3 ; g – ускорение свободного падения, м/с 2. Осмотическое давление - π – сила, обуславливающая осмос, отнесенная к единице поверхности мембраны.

Изображение слайда
30

Слайд 30

Изображение слайда
31

Слайд 31: Осмотическое давление

Величину осмотического давления определяют теоретически по закону Вант-Гоффа : π = С(х)∙ R ∙ T (Па), где C (х) – молярная концентрация растворенного вещества, моль/л; R – универсальная газовая постоянная = 8,314 Дж/моль  К; T – абсолютная температура раствора, К.

Изображение слайда
32

Слайд 32: Осмотическое давление биологических жидкостей

Осмотическое давление крови 740-780 кПа, 7,3 - 7,7 атм. Раствор, имеющий одинаковое с плазмой крови осмотическое давление, называют изотоническим раствором. Раствор, имеющий более высокое, чем плазма осмотическое давление, называют гипертоническим раствором. Раствор, имеющий более низкое, чем плазма осмотическое давление, называют гипотоническим раствором.

Изображение слайда
33

Слайд 33: Осмотические явления

Изображение слайда
34

Слайд 34

В гипертоническом растворе наблюдается плазмолиз клеток (сморщивание); В гипотоническом - цитолиз (эритроциты -гемолиз); В изотоническом – изоосмия.

Изображение слайда
35

Слайд 35

Изображение слайда
36

Слайд 36: Теория водных растворов сильных электролитов

Сильные электролиты α % > 30% Теория Дебая и Хюккеля В растворах сильных электролитов ионы не совсем свободны, движение их стеснено: - малым расстоянием между ионами; - взаимным притяжением ионов друг к другу; - наличием «ионной атмосферы» (каждый ион окружен противоположно заряженными ионами); - образованием сольватных (гидратных) оболочек.

Изображение слайда
37

Слайд 37

Ионы, находящиеся в растворе сильного электролита, не способны в полной мере к химическим реакциям. Степень ионизации называют кажущейся. В химических процессах участвуют только активные ионы. Активность- это эффективная концентрация ионов электролита, в соответствии с которой он участвует в химических реакциях. (Г.Льюис) а(х)=С(х)  f (х), моль/л, где С(х)- молярная концентрация иона в растворе, моль/л f (х)- коэффициент активности. Коэффициент активности выражает отклонение раствора с концентрацией С(х) от поведения предельно разбавленного раствора. При разбавлении раствора f (х)  1, а(х)  С(х)

Изображение слайда
38

Слайд 38

Ионная сила раствора ( J ) - величина, измеряемая полусуммой произведения концентраций всех находящихся в растворе ионов на квадрат их заряда. J =1/2b(x 1 )z 1 2 + b(x 2 )z 2 2 +…… b(x i )z i 2 ) lgf(x)= - A  z(x) 2  ( √J/1+√J) При J < 0,01 lgf(x)= - 0,5  z(x) 2  √J (Уравнение Дебая-Хюккеля) «В разбавленных растворах сильных электролитов с одинаковой ионной силой коэффициенты активности катионов и анионов одинаковой зарядности равны независимо от их химической природы»

Изображение слайда
39

Слайд 39: Коэффициенты активности ионов в водных растворах

Ионы Ионная сила раствора 0,0005 0,001 0,01 0,02 0,1 0,2 0,3 0,5 1,0 H + 0.98 0.97 0.91 0.9 0.87 0.81 0.80 0.79 0.85 Ag +,K + Cl -,Br -, NO 2 - 0.98 0.96 0.90 0.87 0.75 0.67 0.62 0.55 0.44 Sr 2+ Hg 2+ S 2- 0.90 0.87 0.67 0.63 0.38 0.30 0.26 0.24 0.20

Изображение слайда
40

Последний слайд презентации: Лекция №2. Химическая кинетика. Химическое равновесие. Учение о растворах: Биологическая роль теории сильных электролитов

Сильные электролиты: влияют на ионизацию слабых электролитов; регулируют распределение воды между различными компартментами организма; влияют на растворимость высокомолекулярных соединений и газов.

Изображение слайда