يزداد معدل معظم التفاعلات الكيميائية مع زيادة درجة الحرارة. نظرًا لأن تركيز المواد المتفاعلة مستقل عمليًا عن درجة الحرارة ، وفقًا للمعادلة الحركية للتفاعل ، فإن التأثير الرئيسي لدرجة الحرارة على معدل التفاعل يكون من خلال تغيير ثابت معدل التفاعل. مع زيادة درجة الحرارة ، تزداد طاقة الجسيمات المتصادمة ويزداد احتمال حدوث تحول كيميائي أثناء الاصطدام.
يمكن تمييز اعتماد معدل التفاعل على درجة الحرارة بقيمة معامل درجة الحرارة.
أظهرت البيانات التجريبية حول تأثير درجة الحرارة على معدل العديد من التفاعلات الكيميائية عند درجات الحرارة العادية (273-373 كلفن) ، في نطاق درجة حرارة صغيرة ، أن زيادة درجة الحرارة بمقدار 10 درجات تزيد من معدل التفاعل بمقدار 2-4 مرات (فان). حكم ر هوف).
وفقًا لفانت هوف معامل درجة الحرارةثوابت المعدل(معامل فان هوف)هي الزيادة في معدل التفاعل مع زيادة درجة الحرارة بمقدار 10درجات.
(4.63)
أين و هي ثوابت المعدل عند درجات الحرارة و ؛ هو معامل درجة حرارة معدل التفاعل.
عندما ترتفع درجة الحرارة إلى نبعشرات الدرجات ، فإن نسبة ثوابت المعدل تساوي
أين نيمكن أن يكون عددًا صحيحًا أو عددًا كسريًا.
قاعدة Van't Hoff هي قاعدة تقريبية. إنه قابل للتطبيق في نطاق درجة حرارة ضيق ، حيث يتغير معامل درجة الحرارة مع درجة الحرارة.
يتم التعبير عن اعتماد أكثر دقة لثابت معدل التفاعل على درجة الحرارة بواسطة معادلة أرهينيوس شبه التجريبية
حيث A هو عامل ما قبل الأسي الذي لا يعتمد على درجة الحرارة ، ولكن يتم تحديده فقط من خلال نوع التفاعل ؛ هـ -طاقة التنشيط لتفاعل كيميائي. يمكن تمثيل طاقة التنشيط كطاقة عتبة معينة تميز ارتفاع حاجز الطاقة على مسار التفاعل. لا تعتمد طاقة التنشيط أيضًا على درجة الحرارة.
تم تعيين هذه التبعية على أواخر التاسع عشرالخامس. العالم الهولندي أرهينيوس للتفاعلات الكيميائية الأولية.
طاقة التنشيط المباشر ( ه 1) وعكس ( ه 2) يرتبط التفاعل بالتأثير الحراري للتفاعل D حالنسبة (انظر الشكل 1):
ه 1 – ه 2 = د ن.
إذا كان التفاعل ماصًا للحرارة ود ح> 0 ، إذن ه 1 > ه 2 وطاقة التنشيط للتفاعل الأمامي أكبر من العكس. إذا كان التفاعل طاردًا للحرارة ، إذن ه 1 < Е 2 .
يمكن كتابة معادلة أرهينيوس (101) بصيغة تفاضلية:
ويترتب على المعادلة أنه كلما زادت طاقة التنشيط E ، زادت سرعة معدل التفاعل مع درجة الحرارة.
فصل المتغيرات كو تيوالنظر هقيمة ثابتة ، بعد دمج المعادلة (4.66) نحصل على:
أرز. 5. الرسم البياني ln ك–1 / ت.
, (4.67)
حيث A هو عامل ما قبل الأسي له أبعاد معدل ثابت. إذا كانت هذه المعادلة صحيحة ، فعلى الرسم البياني في الإحداثيات ، تقع النقاط التجريبية على خط مستقيم بزاوية أ مع المحور س و ميل() تساوي ، مما يجعل من الممكن حساب طاقة التنشيط لتفاعل كيميائي من اعتماد ثابت المعدل على درجة الحرارة وفقًا للمعادلة.
يمكن حساب طاقة التنشيط لتفاعل كيميائي من قيم ثوابت المعدل عند اثنين درجات حرارة مختلفةحسب المعادلة
. (4.68)
تم إجراء الاشتقاق النظري لمعادلة أرهينيوس للتفاعلات الأولية. لكن التجربة تظهر أن الغالبية العظمى من ردود الفعل المعقدة تخضع أيضًا لهذه المعادلة. ومع ذلك ، بالنسبة للتفاعلات المعقدة ، فإن طاقة التنشيط والعامل الأسي في معادلة أرهينيوس ليس لهما معنى فيزيائي محدد.
تسمح لنا معادلة أرهينيوس (4.67) بتقديم وصف مرضٍ دائرة كبيرةردود الفعل في نطاق درجة حرارة ضيقة.
لوصف اعتماد معدل التفاعل على درجة الحرارة ، تُستخدم أيضًا معادلة أرهينيوس المعدلة
,
(4.69)
الذي يتضمن بالفعل ثلاث معلمات : أ, هو ن.
تستخدم المعادلة (4.69) على نطاق واسع للتفاعلات التي تحدث في الحلول. بالنسبة لبعض التفاعلات ، يختلف اعتماد ثابت معدل التفاعل على درجة الحرارة عن التبعيات المذكورة أعلاه. على سبيل المثال ، في التفاعلات من الدرجة الثالثة ، يتناقص ثابت المعدل مع زيادة درجة الحرارة. في سلسلة التفاعلات الطاردة للحرارة ، يزيد ثابت معدل التفاعل بشكل حاد عند درجة حرارة أعلى من حد معين (انفجار حراري).
4.5.1. أمثلة على حل المشكلات
مثال 1تغير ثابت معدل بعض التفاعلات مع زيادة درجة الحرارة على النحو التالي: ر 1 = 20 درجة مئوية ؛
ك 1 \ u003d 2.76 10-4 دقيقة. -1 ؛ ر 2 \ u003d 50 0 ج ؛ ك 2 = 137.4 10 -4 دقيقة -1 تحديد معامل درجة حرارة ثابت المعدل لتفاعل كيميائي.
حل.تتيح قاعدة van't Hoff حساب معامل درجة حرارة ثابت المعدل من العلاقة
ز ن= = 2 ¸ 4 أين ن = = =3;
ز 3 \ u003d \ u003d 49.78 جم \ u003d 3.68
مثال 2باستخدام قاعدة van't Hoff ، احسب درجة الحرارة التي سينتهي بها التفاعل خلال 15 دقيقة ، إذا استغرق 120 دقيقة عند درجة حرارة 20 درجة مئوية. معامل درجة حرارة معدل التفاعل 3.
حل.من الواضح أن وقت رد الفعل أقصر ( ر) ، كلما زاد معدل ثابت التفاعل:
3ن = 8, ن ln3 = ln8 ، ن == .
درجة الحرارة التي سينتهي عندها التفاعل خلال 15 دقيقة هي:
20 + 1.9 × 10 = 39 0 درجة مئوية.
مثال 3ثابت معدل تفاعل تصبن إستر الأسيتيك مع محلول قلوي عند درجة حرارة 282.4 كلفن يساوي 2.37 لتر 2 / مول 2 دقيقة. وعند درجة حرارة 287.40 كلفن تساوي 3.2 لتر 2 / مول 2 دقيقة. أوجد درجة الحرارة التي عندها ثابت المعدل لهذا التفاعل يساوي 4؟
حل.
1. بمعرفة قيم ثوابت المعدل عند درجتين حرارة ، يمكننا إيجاد طاقة التنشيط للتفاعل:
= 
= 40.8 كيلوجول / مول.
2. معرفة قيمة طاقة التنشيط من معادلة أرهينيوس
,
أسئلة ومهام لضبط النفس.
1. ما هي الكميات التي تسمى معلمات "أرهينيوس"؟
2. ما هو الحد الأدنى من البيانات التجريبية اللازمة لحساب طاقة التنشيط لتفاعل كيميائي؟
3. تبين أن معامل درجة حرارة ثابت المعدل يعتمد على درجة الحرارة.
4. هل هناك انحرافات عن معادلة أرهينيوس؟ كيف يمكن وصف اعتماد معدل ثابت على درجة الحرارة في هذه الحالة؟
حركية التفاعلات المعقدة
لا تستمر التفاعلات ، كقاعدة عامة ، من خلال التفاعل المباشر لجميع الجسيمات الأولية مع انتقالها المباشر إلى نواتج تفاعل ، ولكنها تتكون من عدة مراحل أولية. ينطبق هذا بشكل أساسي على التفاعلات التي ، وفقًا لمعادلة القياس المتكافئ الخاصة بها ، يشارك أكثر من ثلاثة جسيمات. ومع ذلك ، فحتى تفاعلات جسيمين أو جسيم واحد لا تتم غالبًا بواسطة آلية ثنائية أو أحادية الجزيء بسيطة ، ولكن من خلال مسار أكثر تعقيدًا ، أي عبر عدد من المراحل الأولية.
تسمى التفاعلات معقدة إذا حدث استهلاك المواد الأولية وتشكيل نواتج التفاعل من خلال عدد من المراحل الأولية التي يمكن أن تحدث بشكل متزامن أو متتابع. في الوقت نفسه ، تحدث بعض المراحل بمشاركة مواد ليست مواد أولية ولا منتجات تفاعل (مواد وسيطة).
كمثال على تفاعل معقد ، يمكننا النظر في تفاعل كلورة الإيثيلين مع تكوين ثنائي كلورو الإيثان. يجب أن يمر التفاعل المباشر من خلال مجمع نشط مكون من أربعة أعضاء ، والذي يرتبط بالتغلب على حاجز طاقة مرتفع. سرعة هذه العملية منخفضة. إذا تم تشكيل الذرات في النظام بطريقة أو بأخرى (على سبيل المثال ، تحت تأثير الضوء) ، فيمكن أن تستمر العملية وفقًا لآلية سلسلة. تنضم الذرة بسهولة إلى الرابطة المزدوجة لتشكل جذرًا حرًا -. يمكن لهذا الجذور الحرة أن يفصل بسهولة ذرة من جزيء إلى جزيء المنتج النهائي- ، ونتيجة لذلك يتم تجديد ذرة حرة.
نتيجة لهاتين المرحلتين ، يتم تحويل جزيء واحد وجزيء واحد إلى جزيء منتج - وتتفاعل الذرة المجددة مع جزيء الإيثيلين التالي. كلا المرحلتين لهما طاقات تنشيط منخفضة ، وبهذه الطريقة توفر رد فعل سريع. مع الأخذ في الاعتبار إمكانية إعادة تركيب الذرات الحرة والجذور الحرة ، يمكن كتابة المخطط الكامل للعملية على النحو التالي:
مع كل التنوع ، يمكن اختزال التفاعلات المعقدة إلى مزيج من عدة أنواع من التفاعلات المعقدة ، وهي التفاعلات المتوازية والمتسلسلة والمتسلسلة المتوازية.
يتم استدعاء المرحلتين متتاليإذا كان الجسيم المتكون في مرحلة ما هو الجسيم الأولي في مرحلة أخرى. على سبيل المثال ، في المخطط أعلاه ، تكون المرحلتان الأولى والثانية متسلسلين:
.
يتم استدعاء المرحلتين موازي، إذا شاركت الجسيمات نفسها كأولوية في كليهما. على سبيل المثال ، في مخطط التفاعل ، المرحلتان الرابعة والخامسة متوازيتان:
يتم استدعاء المرحلتين سلسلة متوازية، إذا كانت متوازية فيما يتعلق بأحدها ومتسلسلة بالنسبة للأخرى للجسيمات المشاركة في هذه المراحل.
مثال على الخطوات المتوازية المتسلسلة هي الخطوتان الثانية والرابعة من مخطط التفاعل هذا.
ل صفاتحقيقة أن التفاعل يسير وفقًا لآلية معقدة ، هي العلامات التالية:
عدم تطابق ترتيب التفاعل ومعاملات القياس المتكافئ ؛
تغيير تركيبة المنتجات حسب درجة الحرارة والتركيزات الأولية والظروف الأخرى ؛
تسريع أو تباطؤ العملية عند إضافة كميات صغيرة من المواد إلى خليط التفاعل ؛
تأثير مادة وأبعاد الوعاء على معدل التفاعل ، إلخ.
في التحليل الحركي للتفاعلات المعقدة ، يتم تطبيق مبدأ الاستقلال: "إذا حدثت عدة تفاعلات بسيطة في وقت واحد في النظام ، فإن الافتراض الأساسي للحركية الكيميائية ينطبق على كل منها ، كما لو كان هذا التفاعل هو الوحيد". يمكن أيضًا صياغة هذا المبدأ على النحو التالي: "قيمة ثابت المعدل للتفاعل الأولي لا تعتمد على ما إذا كانت التفاعلات الأولية الأخرى تستمر في نفس الوقت في نظام معين."
يُعد مبدأ الاستقلال صالحًا لمعظم التفاعلات التي تتم وفقًا لآلية معقدة ، ولكنه ليس عالميًا ، نظرًا لوجود تفاعلات تؤثر فيها بعض التفاعلات البسيطة على مسار الآخرين (على سبيل المثال ، ردود الفعل المزدوجة).
المبدأ مهم في دراسة التفاعلات الكيميائية المعقدة الجزئيةأو رصيد مفصل:
إذا تم إنشاء توازن كيميائي في عملية معقدة ، فيجب أن تكون معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية متساوية لكل مرحلة من المراحل الأولية.
الحالة الأكثر شيوعًا لحدوث تفاعل معقد هي عندما يمر التفاعل بعدة تفاعلات خطوات بسيطةتتدفق من سرعات مختلفة. يؤدي الاختلاف في المعدلات إلى حقيقة أن حركية الحصول على منتج التفاعل يمكن تحديدها من خلال قوانين تفاعل واحد فقط. على سبيل المثال ، بالنسبة للتفاعلات المتوازية ، يتم تحديد معدل العملية بأكملها من خلال المعدل الأكثر مرحلة سريعة، وللأخرى المتتالية ، الأبطأ. لذلك ، عند تحليل حركية التفاعلات المتوازية مع اختلاف كبير في الثوابت ، يمكن إهمال معدل المرحلة البطيئة ، وعند تحليل التفاعلات المتسلسلة ، ليس من الضروري تحديد معدل التفاعل السريع.
في ردود الفعل المتتالية ، الأكثر رد فعل بطيءمُسَمًّى يحد. المرحلة المحددة لها أصغر معدل ثابت.
إذا كانت قيم ثوابت المعدل للمراحل الفردية للتفاعل المعقد قريبة ، فهذا ضروري تحليل كاملالمخطط الحركي بأكمله.
إن إدخال مفهوم مرحلة تحديد المعدل في كثير من الحالات يبسط الجانب الرياضي للنظر في مثل هذه الأنظمة ويشرح حقيقة أنه في بعض الأحيان يتم وصف حركيات التفاعلات المعقدة ومتعددة المراحل بشكل جيد. معادلات بسيطة، على سبيل المثال من الدرجة الأولى.
تتميز الزيادة في معدل التفاعل مع زيادة درجة الحرارة عادةً بمعامل درجة الحرارة لمعدل التفاعل ، وهو رقم يوضح عدد مرات زيادة معدل تفاعل معين مع زيادة درجة حرارة النظام بمقدار 10 درجة مئوية. معامل درجة الحرارة ردود فعل مختلفةمختلف. في درجات الحرارة العادية ، تكون قيمته لمعظم التفاعلات في حدود 2 ... 4.
يتم تحديد معامل درجة الحرارة وفقًا لما يسمى ب "قاعدة فانت هوف" ، والتي يتم التعبير عنها رياضيًا بواسطة المعادلة
الخامس 2 /الخامس 1 = ز ( تي 2 - ت 1)/10 ,
أين الخامس 1 و الخامس 2 – معدلات التفاعل عند درجات الحرارة تي 1 و تي 2 ؛ g هي معامل درجة حرارة التفاعل.
لذلك ، على سبيل المثال ، إذا كانت g = 2 ، فعندئذٍ لـ تي 2 - ت 1 = 50 درجة مئوية الخامس 2 /الخامس 1 = 2 5 = 32 ، أي تسارع التفاعل بمقدار 32 مرة ، وهذا التسارع لا يعتمد على القيم المطلقة بأي شكل من الأشكال تي 1 و تي 2 ولكن فقط على اختلافهم.
طاقة التفعيل،الفرق بين قيم متوسط طاقة الجسيمات (الجزيئات ، الجذور ، الأيونات ، إلخ) التي تدخل في فعل أولي لتفاعل كيميائي ومتوسط الطاقة لجميع الجسيمات في نظام التفاعل. لتفاعلات كيميائية مختلفة E. و. يختلف على نطاق واسع - من قليل إلى ~ 10 ي / مول.لنفس التفاعل الكيميائي ، فإن قيمة E. a. يعتمد على نوع وظائف التوزيع للجزيئات من حيث طاقات حركتها الانتقالية ودرجات الحرية الداخلية (الإلكترونية ، الاهتزازية ، الدورانية). كقيمة إحصائية E. a. يجب تمييزها عن طاقة العتبة ، أو حاجز الطاقة - الحد الأدنى من الطاقة التي يجب أن يمتلكها زوج واحد من الجسيمات المتصادمة لحدوث تفاعل أولي معين.
معادلة أرهينيوس، درجة حرارة الاعتماد على معدل ثابت لكيمياء عنصرية. تفاعلات:
حيث A هو عامل ما قبل الأسي (البعد هو نفس بُعد k) ، هـ أ- تنشيط الطاقة ، القبول الإيجابي عادة. القيم ، T- القيمة المطلقة. درجة حرارة، ثابت ك بولتزمان. من المعتاد أن أذكر هـ ألكل جزيء. وعلى عدد الجسيمات لا\ u003d 6.02 * 10 23 (ثابت أفوجادرو) ويعبر عنه بالكيلوجول / مول ؛ في هذه الحالات ، في معادلة أرهينيوس ، القيمة كاستبدل ثابت الغاز تم العثور على R.رسم بياني 1nk مقابل 1 / كيلوطن(مؤامرة أرينيوس) - خط مستقيم ، يتم تحديد ميله السلبي بواسطة طاقة التنشيط هـ أويميز ايجابي. اعتماد درجات الحرارة ل.
عامل حفازمادة كيميائية تسرع التفاعل ولكنها ليست جزءًا من نواتج التفاعل. كمية المحفز ، على عكس الكواشف الأخرى ، لا تتغير بعد التفاعل. من المهم أن نفهم أن المحفز متورط في التفاعل. لتوفير مسار أسرع للتفاعل ، يتفاعل المحفز مع مادة البداية ، ويخضع المركب الوسيط الناتج للتحولات وينقسم أخيرًا إلى منتج ومحفز. ثم يتفاعل المحفز مرة أخرى مع مادة البداية ، وتتكرر هذه الدورة التحفيزية عدة مرات (تصل إلى مليون مرة) [ مصدر؟] مكرر.
المحفزات مصنفة إلى متجانسو غير متجانسة. يكون المحفز المتجانس في نفس المرحلة مع المواد المتفاعلة ، ويشكل المحفز غير المتجانس مرحلة مستقلة مفصولة بواجهة من الطور الذي توجد فيه المواد المتفاعلة. المحفزات المتجانسة النموذجية هي الأحماض والقواعد. تستخدم المعادن وأكاسيدها وكبريتيداتها كمحفزات غير متجانسة.
يمكن أن تستمر التفاعلات من نفس النوع باستخدام محفزات متجانسة وغير متجانسة. لذلك ، جنبا إلى جنب مع المحاليل الحمضية ، تلك التي لديها خصائص الحمضمادة صلبة Al 2 O 3 ، TiO 2 ، ThO 2 ، ألومينوسيليكات ، زيوليت. محفزات غير متجانسة ذات خصائص أساسية: CaO، BaO، MgO.
تحتوي المحفزات غير المتجانسة ، كقاعدة عامة ، على سطح متطور للغاية ، يتم توزيعها على مادة حاملة خاملة (هلام السيليكا ، الألومينا ، كربون مفعلوإلخ.).
لكل نوع من أنواع التفاعل ، تكون محفزات معينة فقط فعالة. بالإضافة إلى ما سبق ذكره القاعدة الحمضية، هناك محفزات الأكسدة والاختزال؛ تتميز بوجود معدن انتقالي أو مركبه (Co +3، V 2 O 5 + MoO 3). في هذه الحالة ، يتم إجراء التحفيز عن طريق تغيير حالة أكسدة المعدن الانتقالي.
نظام مشتت- هذه تشكيلات من مرحلتين (أجسام) أو أكثر لا تختلط على الإطلاق أو عمليًا ولا تتفاعل كيميائيًا مع بعضها البعض. أول المواد المرحلة متفرقة) يتم توزيعها بدقة في الثانية ( وسط التشتت). إذا كانت هناك عدة مراحل ، فيمكن فصلها فعليًا عن بعضها البعض (بالطرد المركزي ، والفصل ، وما إلى ذلك).
عادة ما تكون الأنظمة المشتتة عبارة عن حلول غروانية ، سول. تشمل الأنظمة المشتتة أيضًا حالة الوسيط المشتت الصلب الذي توجد فيه المرحلة المشتتة.
معظم التصنيف العامتعتمد الأنظمة المشتتة على الاختلاف في حالة تجميع وسط التشتت والمرحلة المشتتة. مجموعات من ثلاثة أنواع من الحالة الكلية تجعل من الممكن التمييز بين تسعة أنواع من الأنظمة المشتتة. للإيجاز ، عادةً ما يُشار إليها بجزء ، يشير بسطه إلى المرحلة المشتتة ، ويشير المقام إلى وسط التشتت ، على سبيل المثال ، بالنسبة لنظام "الغاز في السائل" ، تم اعتماد التعيين G / L.
الحلول الغروانية. تتميز الحالة الغروانية بالعديد من المواد إذا كان حجم جسيماتها من 1 إلى 500 نانومتر. من السهل إظهار أن السطح الكلي لهذه الجسيمات ضخم. إذا افترضنا أن الجسيمات لها شكل كرة قطرها 10 نانومتر ، إذن بالحجم الإجمالي لهذه الجسيمات حبيبات 1 سم 3 سيكون لديهم
تبلغ مساحة السطح حوالي 10 م 2. كما ذكرنا سابقًا ، تتميز الطبقة السطحية بالطاقة السطحية والقدرة على امتصاص جزيئات معينة ، بما في ذلك الأيونات
من حل. السمة المميزة للجسيمات الغروانية هي وجود شحنة على سطحها بسبب الامتصاص الانتقائي للأيونات. الجسيمات الغروية لها بنية معقدة. وهي تشمل النواة والأيونات الممتصة والمضادات والمذيبات. هناك مجففة (دليل.
rophilic) الغرويات ، حيث يتفاعل المذيب مع نوى الجسيمات ، الغرويات (الكارهة للماء) ، حيث لا يتفاعل المذيب مع النواة
حبيبات. يتم تضمين المذيب في تكوين الجسيمات الكارهة للماء فقط كغلاف منحل من الأيونات الممتصة أو في وجود مثبتات (خافضة للتوتر السطحي) بها أجزاء كارهة للتجفيف والتجميد.
فيما يلي بعض الأمثلة على الجسيمات الغروانية:
كيف. يمكن ملاحظة أن اللب يتكون من مجموعة محايدة كهربائيًا من الجسيمات مع أيونات ممتصة من العناصر التي تشكل اللب (في هذه الأمثلة ، Ag + ، HS- ، Fe 3+ أيونات). يحتوي الجسيم الغرواني ، بالإضافة إلى النواة ، على مضادات وجزيئات مذيبات. تشكل الأيونات الممتزة والمضادات طبقة ممتصة مع المذيب. تساوي الشحنة الإجمالية للجسيم الفرق بين شحنات الأيونات الممتزّة والأيونات المضادة. يوجد حول الجسيمات طبقة منتشرة من الأيونات ، شحنتها تساوي عدد الجسيمات الغروانية. تشكل الجسيمات الغروية والطبقات المنتشرة مذيلة متعادلة كهربائيًا
بنية خيطية(تصغير اللات. الميكا- الجسيمات ، الحبوب) - الجسيمات في أنظمة الغروانية، تتكون من نواة صغيرة جدًا غير قابلة للذوبان في وسط معين ، محاطة بقشرة تثبيت من الأيونات الممتصة وجزيئات المذيبات. على سبيل المثال ، تحتوي مذيلة كبريتيد الزرنيخ على الهيكل:
((As 2 S 3) m nHS - (n-x) H +) س- xH +
متوسط حجم المذيلات يتراوح من 10 −5 إلى 10 7 سم.
تجلط الدم- فصل محلول غرواني إلى مرحلتين - مذيب وكتلة جيلاتينية ، أو سماكة المحلول نتيجة تخشين جزيئات المذاب
Peptization هي عملية انتقال راسب أو هلام غرواني إلى محلول غرواني تحت تأثير سائل أو مواد مضافة إليه والتي يتم امتصاصها جيدًا بواسطة المادة المترسبة أو الهلام ، في هذه الحالة تسمى الببتيدات (على سبيل المثال ، تكوير الدهون تحت عمل الصفراء).
الببتلة - فصل تكتلات جزيئات الهلام (الهلام) أو الرواسب السائبة تحت التأثير بعض المواد- الببتيدات بعد تخثر المحاليل الغروية. نتيجة لعملية الببتلة ، ينتقل الراسب (أو الهلام) إلى حالة معلقة.
حلول،أنظمة أحادية الطور تتكون من مكونين أو أكثر. وفقًا لحالة تجميعها ، يمكن أن تكون المحاليل صلبة أو سائلة أو غازية.
الذوبان، قدرة مادة ما على أن تتشكل مع مادة أخرى (أو مواد) مخاليط متجانسة مع توزيع مشتت للمكونات (انظر الحلول). يعتبر المذيب بشكل عام مادة شكل نقيموجود في نفس حالة التجميع مثل الحل الناتج. إذا كانت كلتا المادتين قبل الذوبان في نفس حالة التجميع ، فإن المذيب يعتبر مادة موجودة في الخليط بكمية أكبر بكثير.
يتم تحديد الذوبان من خلال التقارب الفيزيائي والكيميائي لجزيئات المذيب والمذاب ، ونسبة الطاقات عن طريق تفاعل المكونات المتجانسة وغير المتشابهة للمحلول. كقاعدة عامة ، فهي قابلة للذوبان بشكل جيد في بعضها البعض ، متشابهة في المادية. والكيمياء. خصائص المادة (القاعدة التجريبية "مثل يذوب في مثل"). على وجه الخصوص ، المواد التي تتكون من جزيئات قطبية ، والمواد ذات نوع الرابطة الأيونية هي محلول جيد. في المذيبات القطبية (الماء ، والإيثانول ، والأمونيا السائلة) ، والمواد غير القطبية جيدة سول. في المذيبات غير القطبية (البنزين وثاني كبريتيد الكربون).
الذوبان مادة معينةيعتمد على درجة الحرارة والضغط المبدأ العامإزاحة التوازن (انظر مبدأ Le Chatelier-Brown). تركيز محلول مشبع في ظل ظروف معينة يحدد عدديًا R لمادة في مذيب معين ويسمى أيضًا. الذوبان. تحتوي المحاليل المفرطة التشبع على كمية أكبر من المذاب مما يتوافق مع قابليتها للذوبان ، ويرجع وجود المحاليل المفرطة التشبع إلى الحركية. صعوبات التبلور (انظر. الأصل مرحلة جديدة). لتوصيف قابلية ذوبان المواد ضعيفة الذوبان ، يتم استخدام ناتج أنشطة PA (للحلول القريبة في خصائصها من المثالية ، نتاج قابلية ذوبان العلاقات العامة).
يعتمد معدل التفاعل الكيميائي على درجة الحرارة ، ومع ارتفاع درجة الحرارة ، يزداد معدل التفاعل. أوضح العالم الهولندي Van't Hoff أنه عندما ترتفع درجة الحرارة بمقدار 10 درجات ، فإن معدل معظم التفاعلات يزيد بمقدار 2-4 مرات ؛
VT 2 = VT 1 * y (T2-T1) / 10
حيث VT 2 و VT 1 هي معدلات التفاعل عند درجات الحرارة T 2 و T 1 ؛ y هو معامل درجة الحرارة لمعدل التفاعل ، والذي يوضح عدد مرات زيادة معدل التفاعل مع زيادة درجة الحرارة بمقدار 10 كلفن.
عند تركيز المادة المتفاعلة 1 مول / لتر ، يكون معدل التفاعل مساويًا عدديًا لمعدل ثابت k. ثم توضح المعادلة أن ثابت المعدل يعتمد على درجة الحرارة بنفس طريقة معدل العملية.
3. اكتب متغيرًا من تفاعل الإزالة (الإزالة) مع إطلاق هاليد الهيدروجين.
C 2 H 5 Cl \ u003d C 2 H 4 + HCl
رقم التذكرة 4
1. ما هو " الكتلة الذرية"،" الوزن الجزيئي "،" مول من مادة "وما الذي يؤخذ كوحدة كتلة ذرية (amu)؟
الكتلة الذرية - كتلة الذرة في وحدات ذريةالكتلة (صباحا). لكل وحدة أ. م ، 1/12 من كتلة نظير الكربون 12 مقبولة.
a.u.m. = 1/12 م 12 6 ج = 1.66 * 10 -24
الوزن الجزيئي - الكتلة المولية للمركب ، المشار إليها 1/12 الكتلة الموليةذرة كربون 12.
MOL - كمية مادة تحتوي على نفس عدد الجسيمات أو الوحدات الهيكلية(الذرات ، الأيونات ، الجزيئات ، الجذور ، الإلكترونات ، المكافئات ، إلخ) ، كما في 12 أ. كربون نظير كربون -12.
معادلة زيادة معدل التفاعل في وجود عامل حفاز.
يمكنك تغيير قيمة Ea (طاقة التنشيط) باستخدام المحفزات. المواد التي تشارك ، ولكن لا تستهلك في عملية التفاعل ، تسمى المحفزات. هذه الظاهرة نفسها تسمى الحفز. يتم تحديد الزيادة في معدل التفاعل في وجود محفز بواسطة الصيغة
اعتمادًا على ما إذا كان المحفز في نفس المرحلة مثل المواد المتفاعلة أو يشكل طورًا مستقلًا ، يتحدث المرء عن تحفيز متجانس أو غير متجانس. آلية العمل التحفيزي بالنسبة لهم ليست هي نفسها ، ومع ذلك ، في كلتا الحالتين ، يتم تسريع التفاعل بسبب انخفاض في Ea. هناك عدد من المحفزات المحددة - مثبطات تقلل من معدل التفاعل.
أين هي معلمات العملية التحفيزية ، V ، k ، E-non-catalytic process.
اكتب تفاعلات احتراق الكربون المواد العضويةفي الأكسجين ، مما يشير إلى العامل المؤكسد وعامل الاختزال ، وكذلك حالة أكسدة الكربون قبل وبعد التفاعل.
ج- عامل الاختزال ، عملية الأكسدة
O - عامل مؤكسد ، عملية الاختزال
رقم التذكرة 5
1. ما هي "الكهربية" و "التكافؤ" و "حالة الأكسدة" لعنصر ما وما هي القواعد الأساسية لتحديدها؟
حالة الأكسدة - الشحنة الشرطية لذرة عنصر ، يتم الحصول عليها بافتراض أن المركب يتكون من أيونات. يمكن أن يكون موجبًا أو سالبًا أو صفرًا أو كسريًا ويُشار إليه برقم عربي بعلامة "+" أو "-" في شكل الفهرس الأيمن العلوي لرمز العنصر: C 1- ، O 2- ، H + ، Mg 2+ ، N 3- ، N 5+ ، Cr 6+.
لتحديد حالة الأكسدة (s. o.) لعنصر في مركب (أيون) ، استخدم القواعد التالية:
1 في المواد البسيطة (H2 ، S8 ، P4) ص. س. يساوي صفر.
2 ثابت ص. س. تحتوي على عناصر قلوية (E +) وأرض قلوية (E2 +) ، بالإضافة إلى الفلور P-.
3 الهيدروجين في معظم المركبات له s. س. H + (H2O ، CH4 ، HC1) ، في الهيدرات - H- (-NaH ، CaH2) ؛ مع. س. الأكسجين ، كقاعدة عامة ، يساوي -2 (O2-) ، في البيروكسيدات (-O-O-) - 1 (O-).
4 في المركبات الثنائية غير الفلزية ، سالب ص. س. المخصصة للعنصر على اليمين).
5 مجموع جبري ص. س. الجزيء صفر ، أيون - شحنته.
إن قدرة الذرة على ربط أو استبدال عدد معين من الذرات الأخرى تسمى VALENCE. مقياس التكافؤ هو عدد ذرات الهيدروجين أو الأكسجين المرتبطة بعنصر ما ، بشرط أن يكون الهيدروجين واحدًا والأكسجين ثنائي التكافؤ.
قاعدة Van't Hoff:
عندما ترتفع درجة الحرارة بمقدار 10 درجات ، يزداد معدل التفاعل الكيميائي المتجانس بمقدار 2-4 مرات.
حيث V2 هو معدل التفاعل عند درجة الحرارة T2 ، V1 هو معدل التفاعل عند درجة الحرارة T1 ، هو معامل درجة حرارة التفاعل (إذا كانت تساوي 2 ، على سبيل المثال ، فإن معدل التفاعل سيزداد بمقدار مرتين عندما ترتفع درجة الحرارة بمقدار 10 درجات).
من معادلة فانت هوف معامل درجة الحرارةمحسوبة بالصيغة:
إن نظرية الاصطدامات النشطة تعمم الانتظامات اعتماد سرعة chem.r- ودرجة الحرارة:
1. لا يمكن لجميع الجزيئات أن تتفاعل ، ولكن فقط تلك الموجودة في حالة نشطة خاصة
2- يحدث تنشيط الجزيء نتيجة تصادم الجزيئات الحيوية.
3. عندما تصطدم جسيمات بنفس كمية الطاقة تقريبًا ، يتم إعادة توزيعها ، ونتيجة لذلك تصل طاقة أحد الجزيئات إلى قيمة تتوافق مع طاقة التنشيط.
4. تأثير درجة الحرارة على معدل التفاعل: تحول في التوازن بين الجزيئات العادية والنشطة نحو زيادة تركيز الأول.
ملف الطاقة للتفاعل (مخطط الطاقة الكامنة مقابل تنسيق التفاعل)
طاقة التنشيط Ea- الحد الأدنى من الطاقة الإضافية التي يجب نقلها للجزيء بما يزيد عن متوسط قيمته من أجل صنع الكيمياء. تفاعل.
معادلة أرهينيوسيحدد اعتماد معدل ثابت لتفاعل كيميائي k على درجة الحرارة T.
هنا يميز A تواتر تصادمات الجزيئات المتفاعلة ، R هو ثابت الغاز العام.
7. الحفز. تحفيز متجانس وغير متجانس. ملامح النشاط التحفيزي للإنزيمات. تحفيز-تغير في معدل التفاعلات الكيميائية في وجود المواد التي ، بعد اكتمال التفاعل ، تظل دون تغيير في الشكل والكمية. يسمى زيادة معدل التفاعل الحفز الإيجابي، ينقص - تحفيز سلبي (أو تثبيط). المحفزاتتسمية المواد التي تسبب تحفيزًا إيجابيًا ؛ المواد التي تبطئ التفاعلات مثبطات. يميز بين الحفز المتجانس وغير المتجانس.يعد تسريع تفاعل عدم تناسق بيروكسيد الهيدروجين في محلول مائي في وجود أيونات ثنائي كرومات مثالاً على التحفيز المتجانس (يشكل المحفز طورًا واحدًا مع خليط التفاعل) ، وفي وجود أكسيد المنغنيز (IV) ، فإنه هو مثال على التحفيز غير المتجانس (محلول مائي من بيروكسيد الهيدروجين الطور السائل ، وأكسيد المنغنيز - صلب). محفزات التفاعلات الكيميائية الحيوية ذات طبيعة بروتينية وتسمى الانزيمات. تختلف الإنزيمات عن المحفزات التقليدية بعدة طرق: 1) تتمتع بكفاءة تحفيزية أعلى بكثير ؛ 2) خصوصية عالية ، أي انتقائية العمل 3) تظهر العديد من الإنزيمات نشاطًا تحفيزيًا فيما يتعلق بركيزة واحدة فقط ؛ 4) تظهر الإنزيمات أقصى قدر من الكفاءة فقط في ظروف معتدلة، التي تتميز بنطاق صغير من درجات الحرارة وقيم الأس الهيدروجيني نشاط الإنزيم \ u003d معدل التفاعل الصفري. 8. التوازن الكيميائي. قابل للعكس ولا رجوع عنه في اتجاه التفاعل. التوازن الكيميائي: الحالة الديناميكية التي فيها سرعة مباشر و ردود الفعلمتساوية. توازن ثابت: ثابت الظروف الخارجيةفي حالة التوازن ، فإن نسبة ناتج تركيزات المنتج إلى ناتج تركيزات المادة المتفاعلة ، مع مراعاة قياس العناصر المتفاعلة ، هي قيمة ثابتة ، مستقلة عن التركيب الكيميائيالأنظمة. يرتبط K c بمعيار جيبس E من خلال: مبدأ Le Chatelier:إن تأثير بعض العوامل (t ، c ، p) على نظام التوازن يحفز تحول التوازن في مثل هذا الاتجاه ، مما يساهم في استعادة الخصائص الأولية للنظام. شروط التوازن الديناميكي الحراري: G 2 -G 1 \ u003d 0S 2 -S 1 \ u003d 0 عكسها:في ظل هذه الظروف ، تتدفق تلقائيًا في الاتجاهين الأمامي والمعاكس .تمر عبر الشروط: - راسب قليل الذوبان - غاز - مادة تفكك منخفضة (ماء) - مركب مركب مستقر حي لا رجوع فيه: في ظل ظروف معينة يتدفق في اتجاه واحد. موضع التوازن الكيميائييعتمد على معاملات التفاعل التالية: درجة الحرارة والضغط والتركيز. تأثير هذه العوامل تفاعل كيميائي، يطيع القواعد التي تم التعبير عنها في نظرة عامةفي عام 1884 من قبل العالم الفرنسي لو شاتيلير. الصيغة الحديثة لمبدأ Le Chatelier هي كما يلي:
9. دور الماء والحلول في الحياة. الديناميكا الحرارية للانحلال.حلهو نظام متجانس ذو تركيبة متغيرة من مادتين أو أكثر في حالة توازن. تصنيف: 1) تزن(نظام مشتت خشن): معلقات (مواد صلبة في سائل) ومستحلبات (سائل في سائل) 2) الغرويات ، اليوم المريخي(أنظمة مشتتة بدقة). قيمة الحلول في الحياة: لا تتم العديد من العمليات الكيميائية إلا إذا كانت المواد المتضمنة فيها في حالة مذابة. أهم السوائل البيولوجية (الدم ، اللمف ، البول ، اللعاب ، العرق) هي محاليل الأملاح والبروتينات والكربوهيدرات والدهون في الماء. يرتبط استيعاب الطعام بانتقال العناصر الغذائية إلى حالة ذائبة. تستمر التفاعلات الكيميائية الحيوية في الكائنات الحية في الحلول. تشارك السوائل الحيوية في نقل العناصر الغذائية (الدهون والأحماض الأمينية والأكسجين) ، الأدويةللأعضاء والأنسجة ، وكذلك في إفراز المستقلبات من الجسم. في الوسط السائل للجسم ، يتم الحفاظ على ثبات الحموضة وتركيز الأملاح والمواد العضوية (تركيز الاتزان). المذيب الأكثر شيوعًا على كوكبنا هو ماء. ميزات المياه: يفوق جميع المواد في قدرته الحرارية ؛ سلوك تبريد غير طبيعي - يتكثف الماء ، ويبدأ في الغرق ، ثم يرتفع (تغرق جميع المواد الأخرى عند ضغطها) ؛ يمكن أن يتسامى (تسامي الماء) - التسامي (في ظل ظروف معينة ، يمكن أن يتحول الجليد إلى بخار دون أن يتحول أولاً إلى الماء السائل، أي. بدون ذوبان) يذوب الماء جميع المواد (السؤال الوحيد هو كم؟) ؛ ثابت عازل عالي للماء (قيمة توضح عدد المرات التي تكون فيها قوة التفاعل بين شحنتين في مادة معينة أقل منها في الفراغ) ؛ درجة حرارة حرجة عالية الماء أمفوليت (ليس حامضًا ، وليس قاعديًا) ؛ يشارك في إنشاء الهياكل البوليمرية للجسم (بروتين ، دهون ...) ؛ أساس نقل الغشاء. الديناميكا الحرارية للذوبان: وفقًا للقانون الثاني للديناميكا الحرارية في ص ، تي = ثوابتيمكن أن تذوب المواد تلقائيًا في أي مذيب إذا ، نتيجة لهذه العملية ، انخفضت طاقة جيبس للنظام ، أي . G = (H - T S)<0 . (ح- عامل المحتوى الحراري ، تي اسهو عامل الانتروبيا للانحلال). عند إذابة المواد السائلة والصلبة س> 0. إذابة الغازات في السائل س<0. التغيير في المحتوى الحراري هو المجموع الجبري لتغير المحتوى الحراري حنتيجة تدمير الشبكة البلورية والتغير في المحتوى الحراري H solبسبب الذوبان بواسطة جزيئات المذيبات حسول = حكرونة + حسول . عند إذابة الغازات المحتوى الحراري ح cr = 0 ، لأن لا حاجة لإنفاق الطاقة لتدمير الشبكة البلورية. أثناء الانحلال ، يمكن أن يتغير كل من الانتروبيا والمحتوى الحراري. 10 . حل مثالي- المحتوى الحراري للخلط هو 0 (مخاليط متجانسة من الهيدروكربونات ؛ محلول افتراضي ، حيث تساوي جميع قوى التفاعل بين الجزيئات.) ثابت الذوبان أو العلاقات العامة- هذا هو نتاج تركيزات أيونات إلكتروليت قليل الذوبان في محلول مشبع عند درجة حرارة معينة - قيمة ثابتة باكو 3 \ u003d با + ثاني أكسيد الكربون 3 ، كانساس \ u003dالانحلال وظروف هطول الأمطارالترسيب والذوبان - تفاعلات التبادل التي تحدث في محلول إلكتروليت - 1) سوف يترسب المنحل بالكهرباء إذا كان ناتج تركيز أيوناته في المحلول أكبر من ثابت القابلية للذوبان c (Ba) * c (CO 3)> Kpr 2) سوف يذوب راسبه إذا كان العكس بالعكس 11. الخواص التجميعية للحلول. الخصائص التجميعية للحلول- هذه هي خصائصهم التي ، في ظل ظروف معينة ، تصبح متساوية ومستقلة عنها الطبيعة الكيميائيةالمذاب؛ خصائص الحلول التي تعتمد فقط على عدد الوحدات الحركية وعلى حركتها الحرارية. قانون رولت ونتائجهيسمى البخار في حالة توازن مع سائل مشبع. يسمى ضغط هذا البخار على مذيب نقي (p0) الضغط أو ضغط البخار المشبع لمذيب نقي. يتناسب ضغط بخار المحلول المحتوي على مادة مذابة غير متطايرة بشكل مباشر مع الجزء الجزيئي للمذيب في هذا المحلول: ع = p0 χr-l، حيث p هو ضغط البخار فوق المحلول ، PA ؛ p0 هو ضغط البخار فوق المذيب النقي ؛ χp-l هو الجزء المولي للمذيب. بالنسبة لمحاليل الإلكتروليت ، يتم استخدام شكل مختلف قليلاً من المعادلة ، مما يسمح إضافة معامل متساوي التوتر إليه: Δp = i p0 χv -va ، حيث p هو التغير الفعلي في الضغط مقارنة بمذيب نقي ؛ χv-va هو الجزء الجزيئي لمادة في المحلول. من قانون راولت هناك نوعان عواقب. وفقًا لأحدهم ، تكون نقطة غليان المحلول أعلى من نقطة غليان المذيب. هذا يرجع إلى حقيقة أن ضغط البخار المشبع للمذيب فوق المحلول يصبح مساوياً لـ الضغط الجوي(حالة الغليان السائل) على أكثر درجة حرارة عاليةمما في حالة المذيب النقي. تتناسب الزيادة في درجة الغليان Tboil مع مولالية المحلول :. Tkip = كه سمحيث Ke هو ثابت المذيب ebullioscopic ، cm هو تركيز المولي التحقيق الثانيوفقًا لقانون راولت ، تكون درجة حرارة التجميد (التبلور) للمحلول أقل من درجة حرارة التجمد (التبلور) للمذيب النقي. هذا بسبب انخفاض ضغط بخار المذيب فوق المحلول منه فوق المذيب. النقص في درجة التجمد (التبلور) zam يتناسب مع مولالية المحلول : Tzam = Kk cmحيث Kk هو ثابت التجميد للمحلول خفض درجة حرارة تبلور المحاليلالتبلور هو مساواة ضغط البخار المشبع للمذيب فوق المحلول مع ضغط البخار فوق المذيب الصلب. نظرًا لأن ضغط بخار المذيب فوق المحلول يكون دائمًا أقل من ضغط مذيب نقي ، فسيتم تحقيق هذه المساواة دائمًا عند درجة حرارة أقل من نقطة تجمد المذيب. لذلك ، تبدأ مياه المحيط في التجمد عند درجة حرارة حوالي 2 درجة مئوية تحت الصفر.الفرق بين درجة حرارة التبلور للمذيب ودرجة حرارة بداية تبلور المحلول هو انخفاض في درجة حرارة التبلور. سائل زيادة درجة غليان المحاليليغلي عند درجة الحرارة التي الضغط الكلييصبح البخار المشبع مساوياً للضغط الخارجي. سيكون ضغط بخار التشبع على محلول عند أي درجة حرارة أقل من فوق مذيب نقي ، وسيتم تحقيق المساواة مع ضغطه الخارجي عند درجة حرارة أعلى. وبالتالي ، فإن نقطة غليان محلول مادة غير متطايرة T تكون دائمًا أعلى من نقطة غليان مذيب نقي عند نفس الضغط T °. الزيادة في نقطة غليان المحاليل المخففة بلا حدود للمواد غير المتطايرة لا يعتمد على طبيعة المذاب ويتناسب طرديًا مع التركيز المولي للمحلول. يُطلق على المرور التلقائي للمذيب عبر غشاء شبه منفذ يفصل بين محلول ومذيب أو محلولين بتركيزات مختلفة من المذاب التنافذ.يرجع التناضح إلى انتشار جزيئات المذيب من خلال حاجز شبه منفذ يسمح فقط لجزيئات المذيبات بالمرور. تنتشر جزيئات المذيب من مذيب إلى محلول أو من محلول أقل تركيزًا إلى محلول أكثر تركيزًا. يتميز التناضح كمياً الضغط الاسموزي، تساوي القوة لكل وحدة مساحة السطح ، وتجبر جزيئات المذيب على الاختراق من خلال قسم شبه نافذ. يساوي ضغط عمود المحلول في مقياس التناضح بارتفاع h. في حالة التوازن ، يوازن الضغط الخارجي الضغط الاسموزي. في هذه الحالة ، تصبح معدلات التحولات المباشرة والعكسية للجزيئات من خلال قسم شبه نافذ هي نفسها. يزداد الضغط الاسموزي بزيادة تركيز المذاب ودرجة الحرارة. فانت هوفيفترض أن الضغط الاسموزييمكنك تطبيق معادلة حالة الغاز المثالي: pV = nRT أو p = (n / V) RT حيث ع = مع RT، حيث p هو الضغط الاسموزي (kPa) ، c هو التركيز المولي للمحلول. الضغط التناضحي يتناسب طرديا مع التركيز المولي للمذاب ودرجة الحرارة. يلعب التناضح جدا دور مهم في العمليات البيولوجية، مما يضمن تدفق المياه إلى الخلايا والهياكل الأخرى. تسمى الحلول مع نفس الضغط الاسموزي مساوي التوتر. إذا كان الضغط الاسموزي أعلى من الضغط داخل الخلايا ، فإنه يسمى مفرط التوتر ، وإذا كان أقل من داخل الخلايا ، فإنه يسمى ناقص التوتر. المعامل المتساوي التوتر (أيضًا عامل van't Hoff ؛ يُشار إليه بـ i) هو معلمة بلا أبعاد تميز سلوك المادة في المحلول. إنه يساوي عدديًا نسبة قيمة بعض الخصائص التجميعية لمحلول مادة معينة وقيمة نفس الخاصية التجميعية لمحلول غير إلكتروليت من نفس التركيز ، مع عدم تغيير معلمات النظام الأخرى. إيزوسمية- الثبات النسبي للضغط الاسموزي في الوسط السائل وأنسجة الجسم ، وذلك بسبب المحافظة على تراكيز المواد الموجودة فيها عند هذا المستوى: الكهارل والبروتينات وهذا من أهم الثوابت الفسيولوجية للجسم بشرط من خلال آليات التنظيم الذاتي (الاستتباب). نزيف الدم- تدمير خلايا الدم الحمراء مصحوب بإفراز الهيموجلوبين منها. أسباب جسديةيتضمن عمل عالية و درجات الحرارة المنخفضة، الموجات فوق الصوتية ، للسموم الانحلالي الكيميائي ، بعض الأدويةيمكن أن يحدث انحلال الدم أثناء نقل الدم غير المتوافق ، وإدخال محاليل منخفضة التوتر. تحلل البلازما- عندما توضع الخلايا في محلول مفرط التوتر ، ينتقل الماء من الخلايا إلى محلول أكثر تركيزًا ويلاحظ تجعد الخلايا.
عناصر نظرية المحاليل المنحل بالكهرباء. الشوارد القوية والضعيفة. ثابت التأين لإلكتروليت ضعيف. قانون تربية أوستوالد. القوة الأيونية للحل. معامل نشاط ونشاط الأيونات. المنحلات بالكهرباء في الجسم واللعاب على شكل إلكتروليت.
الشواردهي مواد ذات روابط تساهمية أيونية أو عالية القطبية في محاليل مائيةيخضع للتفكك الإلكتروليتي ، مما يؤدي إلى تكوين الكاتيونات والأنيونات.
شوارد قوية- مواد قادرة على التفكك تماما. وتشمل هذه معظم الأملاح وكذلك بعض المواد التركيب الجزيئي(حمض الهيدروكلوريك).
شوارد ضعيفةتنفصل إلى درجة غير معنوية ، وشكلها السائد هو الجزيئي (H2S ، الأحماض العضوية).
من الناحية الكمية ، يتم تحديد قدرة المنحل بالكهرباء الجزيئي على الانفصال درجة التأين (ذلك يعتمد على تركيز المنحل بالكهرباء ):
حيث Ntot هو العدد الإجمالي للجزيئات في المحلول ؛ N التأين هو عدد الجزيئات المتحللة إلى أيونات.
ثابت التأين:
حيث [أ] ، [ب] هي أيونات متحللة
- مادة لم تتحلل إلى أيونات.
قانون التخفيف في أوستوالد:
K = α 2 ج / 1- α ،
حيث α هي درجة التأين
ج - التركيز المولي
القوة الأيونية للحل:
أنا = 0.5∑s i z i 2 ،
حيث c i هو التركيز المولي للأيون في المحلول ، مول / لتر
ض أنا هي الشحنة الأيونية.
النشاط الأيونيهو تركيزه الفعال.
يرتبط النشاط بالتركيز المولي على النحو التالي:
أين و عامل النشاط
الشوارد في الجسم: نا وكلوريدالمشاركة في الحفاظ على التوازن الحمضي القاعدي والتوازن الأسموزي في الجسم. سايلعب دورًا مهمًا في البناء أنسجة العظاموالأسنان ، في تنظيم حموضة الدم وتخثره ، في استثارة العضلات و أنسجة عصبية. لتوجد في الغالب في سوائل الجسم و الأنسجة الناعمهحيث أنه عنصر ضروري للحفاظ على الضغط الأسموزي وتنظيم درجة الحموضة في الدم. ملغهو عامل مساعد في العديد من التفاعلات الأنزيمية ، وهو ضروري في جميع مراحل تخليق البروتين. في الكائنات الحية الحديدهو عنصر تتبع مهم يحفز عمليات تبادل الأكسجين. شاركهو جزء من فيتامين ب 12 ، ويشارك في تكون الدم ، وظائف الجهاز العصبيوالكبد والتفاعلات الأنزيمية. Znضروري لعملية التمثيل الغذائي لفيتامين E ، ويشارك في تخليق مختلف الهرمونات الابتنائية في الجسم ، بما في ذلك الأنسولين وهرمون التستوستيرون وهرمون النمو. مينيسوتايؤثر على النمو وتكوين الدم ووظيفة الغدد التناسلية.
اللعاب كالكهرباءهي بيئة كيميائية حيوية معقدة. يحدد عدد أيونات H + و OH "الرقم الهيدروجيني للعاب ، والذي يكون عادةً 6.9. تختلف قيمة قيمة الأس الهيدروجيني اعتمادًا على الطبيعة عملية مرضيةفي تجويف الفم. لذا. في أمراض معديةاللعاب حمضي. من المواد غير العضوية في اللعاب ، يحتوي على أنيونات الكلور والبروم واليود والفلور. أنيونات الفوسفات والفلور تساهم في زيادة الإمكانات الكهروكيميائية ، أنيون الكلور - نقل الشحنات الأيونية وهو مزيل للاستقطاب (عامل يسرع عمليات الأنوديك والكاثودية). يتم تحديد العناصر الدقيقة في اللعاب: الحديد والنحاس والفضة والمنغنيز والألمنيوم ، وما إلى ذلك - والعناصر الكبيرة: الكالسيوم والبوتاسيوم والصوديوم والمغنيسيوم والفوسفور.
