Модуль 2. 1 страница. Рівноваги в біологічних системах на межі поділу фаз

Рівноваги в біологічних системах на межі поділу фаз.

ЗАНЯТТЯ №1.

1. ТЕМА. Теплові ефекти хімічних реакцій в розчинах.

Направленість процесів.

2. ОБҐРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Біоенергетика вивчає перетворення енергії, що відбуваються в організмі. Основним джерелом енергії для організму є хімічна енергія продуктів харчування. Вона витрачається на внутрішні процеси: дихання, кровообіг, метаболізм, секрецію, підтримування сталої температури, а також на виконання зовнішньої роботи. Незважаючи на цілий ряд особливостей енергообміну в організ­мі, теоретичною основою біоенергетики є хімічна термодинаміка з її законами і поняттями. А термохімія, як складова частина термодинамі­ки, дозволяє визначати калорійність продуктів харчування, тобто є важливою для дієтології та лікувального харчування, для вста­новлення норм харчування людей у залежності від їх енерговитрат. Закони і методи термохімії застосовуються для вивчення теплових ефектів біохімічних реакцій.

3. МЕТА. Сформувати уявлення про важливість термодинамічного підходу при дослідженні хімічних та біохімічних процесів. Засвоїти основні поняття термохімії. Опанувати методику найпростіших термо­хімічних досліджень та розрахунків.

Студент повинен знати:

- суть І і ІІ законів хімічної термодинаміки;

- закон Гесса та його наслідки;

- значення закону Гесса для прямої та непрямої калориметрії;

- суть понять: ентальпія, внутрішня енергія, ентропія;

- суть поняття "енергія Гіббса", "енергія Гельмгольца";

- термодинамічні критерії самодовільного перебігу хімічних і біохімічних реакцій;

- суть понять "макроергічні зв’язки", "макроергічні сполуки" і їх значення для живих організмів;

- суть понять "екзергонічні та ендергонічні процеси", "енергетичне супряження в живих організмах";

вміти:

- складати термохімічні рівняння екзо- та ендотермічних реакцій;

- розраховувати теплові ефекти реакцій за значеннями стандартних ентальпій утворення та згоряння;

- визначати калорійність харчових продуктів за значеннями калорій­ності білків, жирів, вуглеводів;

- розраховувати величину зміни енергії Гіббса для реакції за значеннями зміни ентальпії та ентропії;

- оцінювати можливість самодовільного перебігу процесів за значеннями зміни енергії Гіббса або зміни ентальпії та ентропії реакції;

оволодіти навичками:

- проведення найпростіших термохімічних визначень та розрахунків.

4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ І НАВИЧКИ, НЕОБХІДНІ

ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.

1) Поняття про теплові ефекти реакцій, ендо- та екзотермічні реакції.

2) Складання рівнянь хімічних реакцій.

3) Суть реакції нейтралізації.

4) Вміння визначати температуру розчинів за допомогою термометра.

(Матеріал шкільного курсу з хімії)

5. ГРАФ ЛОГІЧНОЇ СТРУКТУРИ.

Хімічна термодинаміка

Предмет і основні І закон термодинаміки ІІ закон поняття термодинаміки

Термохімія

Енергія Гіббса

Закон Гесса та Пряма і непряма його наслідки калориметрія

Критерії направленості при визначенні самодовільних процесів калорійності

продуктів харчування

Особливості термодинаміки Термохімічні

живого організму як відкритої рівняння

системи Розрахунок калорійності

продуктів харчування

Визначення теплового ефекту реакції нейтралізації та

складання термохімічного рівняння цієї реакції.

6. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ

(самостійна позааудиторна робота студентів).

Зміст і послідовність дій	Вказівки до навчальних дій
1. Хімічна термодинаміка як наука.	1.1. Предмет хімічної термодинаміки. 1.2. Основні поняття: - системи, види систем; - параметри системи; - ізобарні, ізохорні, ізотермічні процеси.
2. І закон термодинаміки.	2.1. Теплота і робота як форми перетворення різних видів енергії. 2.2. Суть понять: внутрішня енергія, ентальпія.
3. Термохімія як наука про теплові ефекти хімічних реакцій.	3.1. Зміна ентальпії як тепловий ефект реакції. 3.2. Термохімічні рівняння, система знаків теплових ефектів. 3.3. Розрахунки за термохімічни­ми рівняннями.
4. Закон Гесса та його наслідки.	4.1. Суть закону Гесса та застосування його для розрахунків. 4.2. Стандартні ентальпії (теп­лоти) утворення і згоряння та їх застосу-вання для розрахунків тепло­вих ефектів реакцій. 4.3. Пряма та непряма калоримет­рія при визначенні калорійності хар­чових продуктів.
5. ІІ закон термодинаміки.	5.1. Ентропія та її зміна у самодовільному процесі. 5.2. Якісна оцінка зміни ентро­пії у хімічних реакціях.
6. Термодинамічні потенціали: енергія Гіббса та енергія Гельмгольца.	1.1. Розрахунок зміни енергії Гіббса у реакції за даними стандартних енергій Гіббса вихідних речовин і продуктів реакції.
7. Критерії направленості самодовільних процесів.	2.1. Ентальпійні та ентропійні фактори у хімічних реакціях. 2.2. Зміна енергії Гіббса як критерій самодовільного перебігу хімічного процесу.
8. Особливості термодинаміки живого організму як відкритої системи.	3.1. Макроергічні сполуки у живому організмі. АТФ як джерело енергії. 3.2. Енергетичне супряження екзергонічних та ендергонічних про­цесів в організмі. 3.3. Поняття про стаціонарний стан відкритої системи.

7. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

(самостійна позааудиторна робота студентів).

1) Вказати, в якому випадку реакція е ендотермічною.

а) якщо енергія продуктів дорівнює енергії вихідних речовин;

б) якщо енергія продуктів більша, ніж енергія вихідних речовин;

в) якщо енергія продуктів менша, ніж енергія вихідних речовин;

г) це можна зробити, якщо відомо, виділяється теплота, чи поглинається.

2) Вибрати термохімічні рівняння екзотермічних реакцій:

а) О₂ + 1/2 О₂ = О₃, DН = 142 кДж

б) 1/2 О₂ + Н₂ = Н₂О _(г), DН= - 242 кДж

в) Н₂О + 1/2 О₂ = Н₂О₂, DН = 98,2 кДж

г) Н₂ + 1/2 О₂ = Н₂О _(г), DН = - 285,8 кДж

3) Вказати, для якої з речовин стандартна ентальпія утворення дорівнює нулю.

а) Вr_{2 г)} б) Вr_{2 (p)} в) Вr_{2 (т)} г) НBr _(г)

4) Розрахувати зміну ентальпії DН (тепловий ефект) реакції, яку експериментально здійснити неможливо: Н_{2 (г)}+ 0_{2 (г)}= Н₂0_{2 (г)}, якщо відомі такі термохімічні рівняння:

Н₂О_{2 (р)} = Н₂О _(р) + 1/2 О_{2 (г),} DН = -98,2 кДж (І)

Н_{2 (г)} + 1/2 О_{2 (г)} = Н₂О _(р), DН = -284,2 кДж (ІІ)

а) -382,4 кДж; б) -186,0 кДж; в) 186,0 кДж; г) 382,4 кДж

5) Розрахувати кількість теплоти, що виділяється у реакції:

С_(т) + 2N₂O _(г) = CO_2(г) + 2N_2(г),

якщо вступає в реакцію 22 г оксиду нітрогену (І), а ентальпії утворення дорівнюють:

DН⁰_f,298(N₂O_(r)) = 81,55 кДж/моль, DН⁰_f,298(CO_{2 (r)}) = -393,51 кДж/моль

а) 475,1 кДж б) 139,2 кДж в) 278,3 кДж г) 556,61 кДж

6) Визначити якісну величину (знак) зміни ентропії у реакціях:

1. 2C _(т) + O_{2 (г)} = 2CO _(г) 2. 2H_{2 (г)} + O_{2 (г)} = 2H₂O _(г)

а) 1. DS > 0 б) 1. DS < 0 в) 1. і 2. DS > 0

2. DS < 0 2. DS >0 г) 1. і 2. DS < 0

7) Розрахувати калорійність 200 г маргарину, що містить 0,3% білків, 82,3% жирів, 1%вуглеводів, якщо при згорянні в організмі 1 г білка або 1 г вуглевода виділяється 17,18 кДж енергії, а при згорянні 1 г жиру виділяється 38,97 кДж енергії.

8) Визначити умови зміни ентальпії і зміни ентропії реакції, за якими вона буде відбуватися самодовільно за будь-якої температури.

а) ΔН>0, ΔS>0 б) ΔН<0, ΔS<0 в) ΔН>0, ΔS<0 г) ΔН<0, ΔS>0

9) Оцінити, за якої температури буде відбуватися самодо­вільно процес, термохімічне рівняння для якого має вигляд:

2 С_(т) + 0_{2 (г)} = 2 СО_(г), ΔН° = - 221 кДж,

якщо відомі значення стандартних ентропій речовин:

S⁰₂₉₈(C_(т))= 5,74 Дж/моль × К; S⁰₂₉₈(О_2(г))= 205,17 Дж/моль × К;

S⁰₂₉₈(CО_(г))= 197,68 Дж/моль × К

а) буде відбуватися тільки за стандартної температури;

б) буде відбуватися за будь-якої температури;

в) не буде відбуватися за стандартної температури;

г) не буде відбуватися за будь-якої температури.

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ.

1) Правильна відповідь б).

Ендотермічною є реакція, яка супроводжується поглинанням теплоти, тому енергія продуктів буде більша, ніж енергія вихідних речовин.

2) Правильна відповідь б) і г).

Екзотермічні реакції супроводжуються виділенням теплоти, отже, для них зміна ентальпії буде від’ємною (термодинамічна система знаків теплових ефектів).

3) Правильна відповідь б).

Стандартна ентальпія (теплота) утворення ( DН⁰_f,298 ) дорівнює нулю для простих речовин, якщо вони за стандартних умов знахо­дяться у стійкому стані. Простою речовиною, з наведених у відпо­відях, є бром. Але стійким станом за стандартних умов для нього є рідина, отже тільки для Вr_{2 (р)} DН⁰_f,298 буде дорівнювати нулю.

4) Правильна відповідь б).

Для того, щоб одержати термохімічне рівняння потрібної реакції Н_{2 (г)} + О_{2 (г)} = Н₂О_{2 (р),} DН, тобто знайти величину DН, треба від рівняння (ІІ) відняти рівняння (І) і від DН₂ відняти DН₁:

Н_{2 (г)} + 1/2 О_{2 (г)} - Н₂О_{2 (р)} = Н₂О_(р) - Н₂О_(р) – 1/2 О_2(г), DН = DН₂ -DН₁

або Н_{2 (г)} + 1/2 О_{2 (г)} + 1/2 О_{2 (г)} = Н₂О_{2 (р),} DН = -284,2-(-98,2)

Маємо: Н_{2 (г)} + О_{2 (г)} = Н₂О₂ (_р), DН = - 186,0 кДж

5) Правильна відповідь б).

Запишемо термохімічне рівняння реакції:

С_(т) +2N₂O = CO_2(г) + 2N_2(г), ΔН =...

Розрахуємо значення теплового ефекту за наслідком закону Гесса, що був використаний при розв’язанні попередньої задачі, та зна­ченнями стандартних ентальпій утворення за умовою. Пригадаємо, що для С_(т) і N_2(г) стандартні теплоти утворення дорівнюють нулю.

Отже, будемо мати:

ΔН =DН⁰_f,298(СО_2(г))-2 × DН⁰_f,298(N₂О_(г)) =-393,51 – 2 × (81,55) = - 556,61(кДж).

Тобто, термохімічне рівняння матиме таку повну форму:

С_(т) + 2N₂О_(г) = СО_2(г) + 2N_2(г), ΔН = -556,61 кДж.

Якщо в реакцію вступає 22 г N₂О (або 0,5 моль, бо М(N₂О)= 44 г/моль), у реакції буде виділятися у чотири рази менше тепла:

6) Правильна відповідь а).

У цілому величина ентропії речовини залежить від її агрегатного стану і зменшується в ряду: газ - рідка речовина - тверда речовина. Для якісної оцінки зміни ентропії у хімічній реакції можна з пев­ним припущенням порівнювати кількість тільки газоподібної речовини до і після реакції. Чим більшою буде кількість таких речовин, тим більшою буде і величина ентропії.

Застосовуючи такий підхід, маємо для першої реакції: у лівій час­тині рівняння 1 моль газу, а у правій - 2 моль, отже ΔS>0. У другій реакції справа буде менше газоподібних речовин, ніж зліва, тобто ΔS<0, бо завжди ΔS =SS_{(продуктів)}- SS _{(вих. речовин)}

7) Знаходимо масу білків, жирів і вуглеводів у маргарині:

Враховуючи калорійність 1 г білків, жирів і вуглеводів, зна­ходимо загальну калорійність 200 г маргарину:

Q = (0,6 г + 2,0 г) × 17,18 кДж/г + 164,6 г × 38,97 кДж/г = 44,67 кДж + 6414,46 кДж = = 459,13 кДж

Отже, при повному окисленні 200 г маргарину організм одержить 6459 кДж енергії.

8) Правильна відповідь г).

Як відомо, реакція легко відбувається самодовільно, якщо вико­нується критерій самодовільного перебігу реакцій, а саме: ΔG<0. Оцінити знак зміни енергії Гіббса можна за знаками зміни енталь­пії і зміни ентропії реакції за рівнянням:

ΔG = ΔН – Т × ΔS

Отже, для того, щоб значення ΔG було від’ємним незалежно від температури, треба, щоб виконувалися умови: ΔΗ<0 і ΔS>0

9) Правильна відповідь б).

Оскільки відомі величини зміни ентальпії реакції (ΔН = -221кДж), треба розрахувати величину ентропії. Зміна ентропії реакції ΔS° розраховується як різниця суми стан­дартних ентропій продуктів реакції і суми стандартних ентропій вихідних речовин з урахуванням їхніх коефіцієнтів:

ΔS=2 × S^O₂₉₈(CO_2(r)) - 2 × S^O₂₉₈(C_(T)) -2 × S^O₂₉₈(O_2(r))= 2 × 196,68 – 2 × 5,74 – 205,17 = 395,36 – -11,48 – 205,17 = 178,71 (Дж/К)

Тепер визначаємо зміну енергії Гіббса реакції:

ΔG° = ΔΗ° - 298 × ΔS = - 221 – 298 × 0,1787 = - 274,25 (кДж)

Оскільки ΔG°<0, можна зробити висновок, що за стан­дартної температури реакція буде йти самодовільно, але, врахову­ючи, що ΔН°<0 і ΔS°>0, треба оцінити цю реакцію як самодовільну, з термодинамічної точки зору, за будь-якої температури.

8. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.

8.1. Визначення величини теплового ефекту реакції нейтралізації.

Для вимірювання теплових ефектів реакцій використовують кало­риметри. У цій роботі визначення будуть проводитися за допомогою найпростішого калориметра, який складається з двох фарфорових ста­канів - внутрішнього і зовнішнього, прошарок повітря між якими єтеплоізолятором. Припустимо, що теплота нейтралізації буде витра­чатися на нагрівання розчину, що утвориться при реакції, і внутріш­нього стакана, маса якого (m _ст) відома.

Відібрати мірним циліндром 100 мл розчину NаОН (молярна кон­центрація 1 моль/л) і вилити у внутрішній стакан. Занурити у цей розчин термометр, витримати 1-2 хв. і визначити температуру (t₁). Припускаючи, що розчин кислоти має таку ж саму температуру, віді­брати 100 мл розчину НСl (молярна концентрація 1 моль/л) і швидко влити її у той же самий стакан. За допомогою термометра визначити максимальну температуру розчину, що утворився (t₂).

Припускаючи, що густина розчинів гідроксиду натрію і соляної кисло­ти однакова і дорівнює 1 г/мл, будемо мати таку масу розчину у стакані:

m _р = (V_NаОН +V_HCl) × r = (100 + 100) × 1 = 200 (г).

Значення m _ст, t₁ і t₂ занести у таблицю:

Параметр	Позначення	Величина
1. Маса внутрішнього стакана	m ст
2. Маса розчину	m р	200 г
3. Теплоємність стакана	С ст.	1,087 Дж/г × град
4. Теплоємність розчину	С р.	4,1 Дж/г × град
5. Початкова температура	t1
6. Кінцева температура	t2

Розрахувати суму теплоємностей (SC) стакану і розчину в ньому:

SC = C_ст. ×m_ст.+ С_р. × m_р, Дж/град.

Визначити кількість теплоти, що виділяється у досліді:

, Дж

Визначити кількість теплоти, що відповідає взаємодії 1 моль гідроксиду натрію з 1 моль хлороводневої кислоти, враховуючи, що у 100 мл розчину NaOH і НСl міститься по 0,1 моль речовини:

, кДж

8.2. Складання термохімічного рівняння реакції нейтралізації. Записати термохімічне рівняння реакції нейтралізації у молекулярній і короткій іонній формах за термодинамічною системою знаків теплових ефектів, враховуючи, що Н = - Q.

8.3. Оформлення протоколу лабораторної роботи.

Записати у зошит необхідні розрахунки по визначенню теплового ефекта реакції нейтра-лізації, заповнити таблицю, записати термохімічне рівняння реакції нейтралізації у моле-кулярній і короткій іонній формах

9. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006, с.366-411.

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.

3. Садовничая Л.П., Хухрянський В.Г., Цыганенко А.Я. Биофизическая химия. К., Вища школа, 1986, с. 8-25.

4. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. М., Высшая школа, 1989, с. 6-28.

5. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия. М., Высшая школа, 1975, с.10-17.

ЗАНЯТТЯ № 2

1.ТЕМА. Кінетика біохімічних реакцій.

2. ОБҐРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Хімічна кінетика є основою для вивчення швидкостей та механізму біохімічних реакцій. Дослідження швидкостей біохімічних реакцій дозволяють визначити активність ферментів, що допомагає встановити правильний діагноз. Користуючись методами хі­мічної кінетики, можна визначити швидкість надходження лікарських речовин у кров та виведення їх з організму. Знання періоду напівперетворення потрібне для встановлення терміну зберігання лікарських засобів, швидкості накопичення у довкіллі радіонуклідів, пестицидів, інших шкідливих речовин. Методи хімічної кінетики дають змогу обрати оптимальні умови для нейтралізації та утилізації шкідливих викидів промислових підприємств, контролювати рівень забруднення водосховищ і водоймищ стічними водами та нафтопродуктами, а повітря - отруйними газами. Вивчення теоретичних положень хімічної кінетики дозволить студентам засвоїти відповідні розділи біохімії, фармакології, гігієни.

3. МЕТА. Засвоїти теоретичні положення хімічної кінетики як основи для вивчення механізму і швидкості хімічних і біохімічних реакцій. Експериментально довести залежність швидкості реакції від концентрації та температури.

Студент повинен знати:

- визначення швидкості реакції;

- закон діючих мас для швидкості реакції, особливості його засто­сування для гомогенних і гетерогенних реакцій, фізичний зміст константи швидкості реакції;

- суть понять "молекулярність" і "порядок реакції";

- правило Вант-Гоффа, його особливості для біохімічних процесів;

- суть поняття "енергія активації", рівняння Арреніуса, поняття про теорію перехідного

стану;

- визначення і приклади простих і складних реакцій, ланцюгових реакцій, антиоксидантів.

вміти:

- складати кінетичні рівняння за законом діючих мас для гомогенних і гетерогенних реакцій;

- визначати формальний загальний порядок реакції за кінетичним рівнянням;

- оцінювати зміну швидкості реакції в залежності від зміни концентрації і тиску реагуючих речовин;

- проводити розрахунки за правилом Вант-Гоффа.

оволодіти навичками:

- експериментального доведення впливу концентрації та температури на швидкість реакції.

4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ І НАВИЧКИ, НЕОБХІДНІ ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.

1) Гомогенні та гетерогенні реакції.

2)Поняття про середню швидкість реакції.

(Матеріал шкільної програми зхімії).

5. ГРАФ ЛОГІЧНОЇ СТРУКТУРИ.

Хімічна кінетика

Швидкість реакції Механізм реакції

Закон діючих мас

Константа Залежність Молекулярність Теорія Складні

швидкості швидкості і порядок реакції перехідного реакції

від концентрації стану

і температури

Визначення залежності Правило Вант-Гоффа. Енергія активації. швидкості реакції від Температурний кое- Рівнння Арреніуса концентрації і фіцієнт швидкості температуриі реакції

6. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ

(самостійна позааудиторна робота студентів).

Зміст і послідовність дій	Вказівки до навчальних дій
1. Швидкість хімічних реакцій.	1.1. Середня швидкість. 1.2. Миттєва швидкість.
2. Закон діючих мас для швидкості реакції.	2.1. Особливості застосування закону для гомогенних і гетерогенних, простих і складних реакцій. 2.2. Фізичний зміст константи швидкості. 2.3. Залежність швидкості ре­акції від концентрації, тиску, тем­ператури.
3. Молекулярність і порядок реакції.	3.1. Реакції нульового, першого порядку. 3.2. Поняття про механізм реак­ції. Теорія перехідного стану.
4. Залежність константи швидкості реакції від температури.	4.1. Поняття про енергію активації. 4.2. Рівняння Арреніуса. 4.3. Правило Вант-Гоффа. Температурний коефіцієнт швидкості реакції, його особливості для біо­хімічних процесів.
5. Поняття про складні реакції.	5.1. Паралельні, послідовні, оборотні, супряжені реакції. 5.2. Ланцюгові реакції. Поняття про антиоксиданти.

7. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

(самостійна позааудиторна робота студентів).

1) Вибрати з наведених реакцій ті, що є гетерогенними:

1. 2 СО_(г) + О_2(г) = 2 СО_2(г) 2. S_(т) + О_2(г) = SО_2(г)

3. 2 Na_(т) + Сl_2(г) = 2NаСl_(т) 4. Nа₂СO_3(т) + SiО_2(т) = Na₂SiO_3(т) + CO_2(г)

а) 1, 2, 3 б) 2, 3, 4 в) 1, 3, 4 г) 1, 2, 4

2) Вказати, від яких факторів залежить константа швидкості реакції.

а) від температури і концентрації;

б) від природи реагуючих речовин і їх концентрації;

в) від природи реагуючих речовин і температури;

г) від природи реагуючих речовин, температури і концентрації.

3) Вибрати правильне кінетичне рівняння для реакції:

CaCО_3(г) = СаО_(т) + СО_2(г)

а) v = k × [СаСО₃] б) v = k × [CaO] × [CO₂] в) v = k × [СО₂] г) v = k

4) Визначити, як зміниться швидкість реакції 2NO_(г)+O_2(г) = 2NO_2(г) , якщо зменшити реакційний об’єм у 3 рази.

а) зменшиться у 9 разів; в) зменшиться у 27 разів;

б) збільшиться у 9 разів; г) збільшиться у 27 разів.

5) Вказати величину загального порядку реакції: 2NO_(г)+ O_2(г) = 2NO_2(г)

а) 5 б) 3 в) 2 г) 1

6) Розрахувати, у скільки разів зросте швидкість реакції при підвищенні температури з 20 до 70°С, якщо температурний коефі­цієнт швидкості реакції дорівнює 3.

а) 15 б) 81 в) 243 г) 729

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ

1) Правильна відповідь б).

Гетерогенними називаються реакції, реагуючі речовини яких знахо­дяться у різних фазах. Це реакції між газом і рідиною, газом і твердою речовиною, двома рідинами, що не змішуються, або двома твердими речовинами, які завжди утворюють дві різні фази.

2) Правильна відповідь в).

Константа швидкості реакції залежить лише від природи реагуючих речовин і температури, вона дорівнює швидкості реакції за умови одиничних концентрацій реагуючих речовин.

3) Правильна відповідь г).

Дата добавления: 2015-05-24