Катализ. Положительный и отрицательный катализ. Гомогенный и гетерогенный катализ. Энергетический профиль каталитической реакции.
Гомогенный катализ - катализатор и реакционная смесь находятся в одной фазе. Скорость пропорциональна количеству катализатора(омыление сложных эфиров) H2О2 + I → H2О + IO; H2О2 + IO → H2О + О2 + I В гомогенном каталитических реакциях скорость пропорциональна числу катализатора, хотя его количество в системе невелико. Гомогенный катализ в растворах и биосредах может вызываться ионами водорода (кислотный катализ) и гидроксида (основный катализ).
Гетерогенный катализ - катализатор обычно твердый, а реакция протекает на его поверхности. Скорость зависит от площади и состояния катализатора, т.к. реакция проходит на активных центрах(водный раствор пероксида водорода взаимодействует с оксидом марганца 4).При гетерогенном катализе скорость реакции сильно зависит от площади и состояния поверхности катализатора, так как реакция происходит не на всей поверхности, а только на ее активных центрах.
Положительный катализ - скорость растет, отрицательный - снижается.
17.
17. 17.Ферментативный катализ. Особенности каталитической активности ферментов. Уравнение Михаэлиса - Ментен и его анализ.
Уравнение Михаэлиса-Ментен показывает, что при большей концентрации субстрата [S] и низком значении Ks скорость реакции будет равна максимальной скорости, т. е. V=Vmax, это в реакциях нулевого порядка; в случае малой концентрации субстрата скорость реакции будет прямо пропорциональна его концентрации в каждый данный момент (реакция первого порядка), т.е.: V=V'[S]/KS.
VA
Роль воды и растворов в жизнедеятельности. Физико-химические свойства воды, обусловливающие ее уникальную роль как единственного биорастворителя. Автопротолиз воды. Константа автопротолиза воды.
2.3. Автопротолиз воды
Все растворители условно можно разделить на две большие группы: апро-тонные и протолиты (или протонные растворители). Первые не обладают кислотно-основными свойствами (углеводороды, бензол, CS2, СС14 и др.), а вторые (Н О, С2Н5ОН, СН3СООН, HF, NH3, H2S04 и др.) - участники реакций протолиза.
Н20 - основной растворитель в биологических системах, является амфоли-том, способным самопроизвольно подвергаться слабой электролитической диссоциации или реакции автопротолиза:
н2о + н2о ирн- + н3о+
кис. осн. сопр. осн. сопр. кис.
Константа этого протолитического равновесия в соответствии с законом действующих масс равна:
Кс = [ОН-]-[Н30+]/[Н20]2. Равновесная концентрация растворителя [Н20] практически является величиной постоянной, т. к. концентрация молекул Н20, распавшихся на ионы, по сравнению с концентрацией недиссоциированных молекул, как правило, очень мала. Поэтому две константы Кс и [Н20] объединяют в одну константу Ks = Кс • [Н20]2, отсюда Ks = [ОН" ] • [Н30+]. Индекс "s" - первая буква английского слова solvent - растворитель, дляводы принят индекс "в" - вода.
Величину Ksназывают ионным произведением растворителя или константой автопротолиза растворителя.
Для воды = Ks = [ОН-] • [Н30+] = 1 • Ю-14 при t = 25°С. Автопротолиз воды процесс эндотермический.
I *
Н20 + Н20 Ц ОН" + Н30+; DH = 55,9 кДж/моль
кис. осн. сопр. осн. сопр. кис.
В обычных условиях (t=25°) Кв = 1 • Ю-14 (моль/л)2, а т. к. в чистой воде [ОН-] = [Н30+], то концентрация каждого из ионов при 25°С будет равна:
(Кв)1/2 = (10-14)1/2= Ю-7 моль/л
Следовательно, в чистой воде, где [ОН" ] = [Н30+] = 1*10"7моль/л, среда будет нейтральной. Исходя из этого ясно, что при:
[Н30+] > [ОН" ], т. е. 10~6... 10"1 моль, среда будет кислой.
[Н30+] < [ОН- ], т. е. 10~8... 10"14 моль, среда будет щелочной. Так как отрицательные степенные выражения неудобны в количественных расчетах, их заменяют логарифмическими функциями, которые называются показателями, таким образом:
рН - водородный показатель, это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода:
PH=-lg[H+]
рОН - гидроксильный показатель, отрицательный десятичный логарифм концентрации гидроксид-ионов:
PH=-lg[OH-], рК^ - показатель ионного произведения воды.
Для чистой воды: рК^рН + рОН = 14 или рН = рОН =7 - среда нейтральная.
В кислых растворах: [Н30+] > Ю-7; рН < 7- среда кислая.
В щелочных растворах: [Н30+] < Ю-7; рН > 7- среда щелочная.
Автопротолиз – обратимый процесс образования равного числа катионов и анионов из незаряженных молекул жидкого индивидуального вещества за счет передачи протона от одной молекулы к другой.
H2O + H2O= H3O+ + OH–
Это Константа автопротолиза для воды обычно называется ионным произведением воды и обозначается как Kw. Ионное произведение численно равно произведению равновесных концентраций ионов гидроксония и гидроксид-анионов. Обычно используется упрощенная запись:
равновесие называется равновесием автопротолиза воды.
19.Зависимость растворимости веществ в воде от соотношения гидрофильных и гидрофобных свойств; влияние внешних условий, на растворимость. Термодинамика растворения. Понятие об идеальном растворе.
Идеальными называются растворы, образование которых не сопровождается ни тепловыми, ни объемными изменениями системы (DH = 0, DV = 0). Свойства идеальных растворов не зависят от природы растворителя и растворенного вещества, а зависят только от количества частиц. При этом не имеют места какие-либо взаимодействия между частицами растворенного вещества и растворителя.
Реальные растворы не являются идеальными и в своем поведении могут лишь приближаться к модели идеального раствора, например, разбавленные растворы неэлекролитов.
Влияние внешних условий:
Элементы теории растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты. Константы ионизации слабого электролита. Закон разбавления Оствальда.
21.Коллигативные свойства разбавленных растворов неэлектролитов. Закон Рауля и следствия из него: понижение температуры замерзания раствора, повышение температуры кипения раствора.
Коллигаттивными свойствами разбавленных растворов являются: скоростть диффузии, осмотическое давление, давление насыщенного пара растворителя над раствором, температура кипения раствора, температура крист. Р-ра.
Этот закон соблюдается только в идеальных растворах. Растворы, компоненты которых существенно различаются по физическим и химическим свойствам, подчиняются закону Рауля лишь в области очень малых концентраций; при больших концентрациях наблюдаются отклонения от закона Рауля.
Второй закон Рауля(следствия) –
1) условием кристаллизации является равенство давления насыщенного пара растворителя над раствором давлению пара над твердым растворителем. Это будет достигаться только при более низких температурах, чем температура замерзания растворителя.
2 ) жидкость кипит при той температуре, при которой общее давление насыщенного пара становится равным внешнему давлению. Если вещество нелетучее, то давление должно быть равным парциальному давлению растворителя.
22.Осмос. Осмотическое