Оваа лекција е екстремно битна во фармакокинетиката за да се утврди стабилноста

1. Хемиска Кинетикае дел од Физичката Хемија што ни дава податоци за факторите од кои зависи брзината на хемиските реакции и за математичките изрази со кои се дефинира брзината на хемиските реакции-треба да се подсетиме за општиот дел од оваа лекција од курсот по Општа и Неорганска Хемија-теорија на судири кај хемиските реакции

2. Оваа лекција е екстремно битна во фармакокинетиката за да се утврди стабилноста на лековите и механизмот на дејствувањето на лековите во организмот

3. Ефективен судир За да дојде до хемиска реакција помеѓу две Молекули НЕОПХОДНО е да дојде До СУДИР помеѓу молекулите, ама и судирите МОРА ДА БИДАТ ЕФЕКТИВНИ. Пример за ефективен судир при кој може да дојде до хемиска реакција т.е. прераспределба на енергијата кинење на врските и формирање на нови врски Неефективен судир

4. Што е хемиската кинетика? • Хемиската кинетика е дел од физичката хемија што ја изучува брзината со која се одвиваат хемиските процеси и законите што ја опишуваат брзината на тие процеси. • Покај информациите за брзината со која се одвиваат хемиските реакции, хемиската кинетика дава и одредени информации и замеханизмот на хемиските реакции (поточно како се случува хемиската реакција).

5. Пеглед на термините во хемиската кинетика

6. Фактори што влијаат врз брзината на хемиските реакции • Концентрација на реактантите • Како концентрацијата на реактантите се зголемува, се зголемува веројатноста за судири помеѓу молекулите од реактантите, а со тоа се зголемува и брзината на хемиските реакции. • Температурата • При повисоки температури, молекулите на реактантите имаат поголема кинетичка енергија, се движат побрзо, и се судираат многу почесто, што доведува до зголемување на брзината на хемиските реакции. • Катализатори • Супстанци што доведуваат до забрзување на хем. Реакции со намалување на енергијата на активација.

7. Брзина на хемиските реакции-да се подсетиме од курсот по Општа и Неорганска Хемија за фактори што влијаеа врз брзините на хемиските реакции Пр. Нека имаме Реакција од типот А B Брзините на хемиските реакции може да се определат со набљудување и мерење на промените во концентрациите или на реактантите (или на продуктите) како функција од времето. Еден израз за математичко претставувањ на брз на хем. реакција е-[A]/t, каде [A] е рамнотежна конц. на реактантот А

8. Брзина на хемиските реакции-Конкретен пример: како модел што ќе го разгледуваме го земаме системот на добивање на бутанол од бутил хлорид и вода C4H9Cl(aq) + H2O(l) C4H9OH(aq) + HCl(aq) [C4H9Cl] M Во оваа реакција, концентрацијата на butyl chloride, C4H9Cl, е мерена при различни времиња, t.

9. Брзина на хемиските реакции C4H9Cl(aq) + H2O(l) C4H9OH(aq) + HCl(aq) Average Rate, mol/s Просечната брзина на хем. Реакција (на англиски average rate)при секој временски интервал се пресметува како промена во концентрацијата поделена со промената во времето -

10. Брзина на хемиските реакции C4H9Cl(aq) + H2O(l) C4H9OH(aq) + HCl(aq) • Како што може да забележиме од табелата, како реакцијата протекува, просечната брзина на хем. реакција се намалува. • Тоа е така затоа што како реакцијата напредува, така се повеќе ги трошиме реактантите и бројот на судири на молекулите од реактантите во единица време е се помал.

11. Брзина на хемиските реакции C4H9Cl(aq) + H2O(l) C4H9OH(aq) + HCl(aq) • Ако ја нацртаме зависноста на концентрацијата од времето за реакцијата што ја зедовме како модел ќе добиеме крива како на сликата десно • нагибот на тангентата на кривата на било која точка е моменталната брзина на хемиската реакција Моментална брзина при t=0 Моментална брзина при t=600 s

12. Брзина на хемиските реакции C4H9Cl(aq) + H2O(l) C4H9OH(aq) + HCl(aq) • Како протекува времето, реакцијата е се побавана (нагибот на тангентите е се помал колку времето на реакција одминува), а тоа е така бидејќи концентрацијата на реактантите се намалува.

13. -[C4H9Cl] t = Брзина= [C4H9OH] t Брзина на хемиските реакции и Стехиометрија C4H9Cl(aq) + H2O(l) C4H9OH(aq) + HCl(aq) • Во оваа реакција, односот на реактантот C4H9Cl и продуктотC4H9OH е 1:1. • Тоа значи дека брзината на исчезнување на C4H9Cl е иста со брзината на појавување на C4H9OH во системот Моментална брзина при t=0 Моментална брзина при t=600 s

14. Брзина на хемиските реакции и Стехиометрија • А што ако односот не е 1:1? H2(g) + I2(g)  2 HI(g) • Овдека, 2 mol HI се добиваaт при реакција на • 1mol H2и 1 molI2. Според тоа,

15. aA + bB cC + dD Брзина на хемиските реакции и Стехиометрија • Ако генерализираме, да разгледуваме еден општ случај на реакција запишан како Реактанти (се намалува „-„) Продукти (се зголемува „+„)

16. Концентрација и брзина Секоја реакција си има сопствена равенка што ја дава зависноста на нејзината брзинакако функција од концентрацијата на реактантите. таа зависност се викаЗакон за брзината на таа хемиска реакција За да го опеделиме законот за брзината на дадена хем. реакција треба да ги мериме брзините на таа хем. реакција при различни почетни концентрации на реактантите.

17. Концентрација и брзина Пр. реакција Спореди ги експериментите 1 и 2:кога концентрацијата на [NH4+] двојно се зголемува, исто така и брзината на реакцијата се зголемува двојно.

18. Концентрација и брзина Слично, спореди ги експериментите 5 и 6: кога [NO2-] двојно се зголемува, двојно се зголемува и брзината на реакцијата

19. Концентрација и брзина Терминот „rate“ = значи „брзина„ Последната равенка се нарекуваЗАКОН ЗА БРЗИНАТА, а физичката величина „k”е константа на брзината на разгледуваната хем. реакција:

20. Закони за брзината на хемиските реакции • Секој закон за брзината на дадена хемиска реакција ни покажува како брзината на таа хемиска реакција зависи од концентрациите на реактантите. • За реакции во гасна фаза, наместо концентрација [A] се употребува парцијален притисок PA • Во секоја равенка за брзина на хем. Реакции постои една константа на брзината на хем. Реакција што се бележи со „k„. „k„ е константа што има специфична вредност за секоја реакција • Врдноста на „k„се определува експериментално Терминот “константа” е релативен, затоа што вредноста на kе специфична за секоја една реакција и таа зависи од температурата T

21. Закони за брзината на хемиските реакции • Експонентите што се наоѓаат на термовите од концентрацијата на секој реактант во равенките за брзината на хемиските реакции ни го даваат РЕДОТна реакцијата во однос на секој реактант. • Така, реакцијата што ја зедовме како модел е Прв ред во однос на [NH4+] Прв ред во однос на [NO2−] • ВКУПНИОТ ред на хемиската реакцијае едноставно сума на експонентите на секој од термовите на концентрациите на реактантите во изразот за законот за брзината • Значи разгледуваната реакција во целост е од ВТОР РЕД.

22. Интегрирани закони за брзините на хемиските реакции Да земеме една едноставна реакција од 1 ред: A  B или во диференцијална форма Заинтересирани сме да знаеме „Колку од реактантот A преостанал во системот после некое време t? Тоа го добиваме со интегрирање на изразот :

23. Интегрирани закони за брзините на хемиските реакции Интегрираната форма за еден закон за реакција од прв ред е дадена со изразот: Или ако се преуреди: [A]0е почетната концентрација на A (t=0). [A]tе концентрацијата на A што преостанала во системот при дадено време t, во текот на хемиската реакција.

24. Интегрирани закони за брзините на хемиските реакции Со преуредување на оваа равенка се добива… …што има форма y = аx + b

25. Реакции од прв ред Доколку имаме реакција од прв ред, графикот на зависност на ln [A]t vs. tќе биде линеарна права со нагиб кој ќе има вредност еднаква на -k. Тоа значи дека треба да нацртаме графичка зависност (график) за да го определиме експериментално РЕДОТ на хемиската реакција.

26. CH3NC CH3CN Реакции од прв ред Претворање на methyl isonitrile во acetonitrile. Како знаеме дека оваа реакција е од прв ред?

27. CH3NC CH3CN Реакции од прв ред Податоците за оваа реакција се добиени при Т =198.9°C. Измери ја брзина=k[CH3NC] за сите временски интервали?

28. Реакции од прв ред • Кога ln P(Р-притисок, бидејќи се работи за реакција во гасна состојба) ќе се нацрта како функција од времето, се добива права линија. • Реакцијата е од прв ред. • kе нагативната вредност на нагибот: 5.1  10-5 s-1.

29. Реакции од втор ред Слично како и при изведувањето на законот за брзината на реакции од прв ред, со интегрирање на изразот за реакција што е од втор ред во однос на реактантот A: Модел за таква реакција од втор ред е 2А B Со преуредување и интегрирање се добива: Пак добиваме форма на равенка од линеарен тип y = аx + b

30. Реакции од втор ред Така, ако реакцијата е од втор ред во однос на A, графикот на зависноста на1/[A] vs. t ќе биде права линија што ќе има нагиб еднаков на-k. За прв ред: Да запамтиме: Ако реакцијата беше од прв ред, тогаш графикот наln [A]t vs. tбеше права линија со нагиб еднаков на–k.

31. NO2(g) NO (g) + 1/2 O2(g) Експериментален пример за определување на ред на реакција Распаѓањето на NO2на 300оC може да се претстави со равенката при што се добиваат следните податоци:

32. Определување на ред на реакција Ако ја нацртаме зависноста на ln [NO2] vs.t се добива: • Графикот НЕ Е права линија, што значи дека реакцијата НЕ е од прв редво однос на [A]. Не е во согласност со изразот за реакција од прв ред:

33. Реакција од втор ред Ако сега ја нацртаме зависноста 1/[NO2] vs. tго добиваме графикот лево. • Оваа зависност Е ПРАВА ЛИНИЈА. Тоа значи дека реакцијата е од ВТОР РЕД во однос на [NO2].

34. Време на полу-живот-мноооооооогу битен параметар за времето на дејство на лековите • Времето на полу-живот (на англиски Half-life)се дефинира како време што е потребно за да концентрацијата на реактантот во системот се намали на половина од почетната вредност. • Бидејќи вредноста на [A] при t1/2е половина од почетната вредност на [A], [A]t = 0.5 [A]0.

35. Време на полу-живот Во овој израз Замени [A]t=0.5 [A]0 За реакции од прв ред, замени го изразот [A]t=0.5 [A]0 во интегрираната форма на законот за брзината и ќе се добие: ln (0.5) = -0.693 -0.693 = -kt1/2 / x (-1) 0.693/k = t1/2 ЗАПАМТИ: За реакции од ПРВ РЕД, времето на полуживот НЕ ЗАВИСИ од почетната концентрација на реактантот [A]0.

36. Време на полуживот за реакции од Втор Ред Замени [A]t=0.5 [A]0 За реакции од втор ред, замени го изразот [A]t=0.5 [A]0 во равенката за интегрираниот закон за реакции од втор ред.

37. Преглед на законите за брзината на хемиските реакции

38. Зависност на брзината на хемиските реакции од Температурата • Генерално, со зголемување на температурата се зголемува и брзината на хемиските реакции. • Тоа е така затоа што константата на брзината на хемиските реакцииkзависи од температурата. Ќе видиме подоцна каква е таа зависност

39. За да дојдеме до температурната зависност на брзината на хем. реакции, треба да се подсетиме за МОДЕЛ НА СУДИРИ КАЈ ХЕМИСКИТЕ РЕАКЦИИ- • При секоја хемиска реакција, доаѓа до кинење на врските во молекулите на реактантите, при што се формираат нови врски во фазата на добивање на продукти. • Молекулите може да реагираат само доколку се судрат помеѓу себе.

40. Модел за судири Покрај тоа, за да се случи хемиска реакција, молекулите што се судираат МОРА да се ОРИЕНТИРАНИ ПРАВИЛНО и судирите да имаат ДОВОЛНА ЕНРГИЈА со цел да дојде до кинење на врските и креирање на други врски.

41. Енергија на Активација • Со други зборови, секогаш постои МИНИМАЛНА КОЛИЧИНА на ЕНЕРГИЈА што е неопходна за да една реакција се одвива. Таа енергија се нарекува ЕНЕРГИЈА НА АКТИВАЦИЈА, Ea. • Тоа е исто како кога топчето за голд сакаме да го префрлиме преку препреката. Ако топчето нема доволно енергија (брзина), тоа нема да помине преку успонот. Според тоа, и хемиската реакција не може да се одвива се додека молекулите не поседуваат доволна енергија за да ја преминат бариерата наречена енергијата на активација.

42. Дијаграм на реакциони координати Секогаш е корисно да се визуализираат енергетските промени при една реакција низ т.н. дијаграм на реакциони координати како на пример за оној на реакцијата на реаранжирање наmethyl isonitrile.

43. Дијаграм на реакциони координати • Овие дијаграми ги прикажуваат енергиите на реактантите и продуктите (а тоа значи иE). • Највисоката точка на дијаграмот е т.н.преодна состојба. • Молекулата што постои во оваа преодна состојба се нарекува АКТИВИРАН КОМПЛЕКС. • Енергетската разлика помеѓу реактантите и активираниот комплекс е Енергијата на Активација (енергетската бариера) за таа реакција.

44. Maxwell–Boltzmann-ова распределбана енергијата на молекулите • Како што учевме, температурата е мерка за средната кинетичка енергија на молекулите во еден систем. Број на молекули • При секоја една температура, постои широка распределба во кинетичките енергии на молекулите до дадениот систем.

45. Maxwell–Boltzmann-ова распределба • Со зголемување на температурата, доаѓа до проширување на кривата на зависноста на бројот на молекули што имаат дадена кинетичка енергија. • Така, при повисоки температури, поголема популација на молекули имаат поголема кинетичка енергија.

46. Maxwell–Boltzmann-ова распределба на енергиите на молекулите во зависност од Т • Ако испрекинатата линија ја претставува активационата енергија, тогаш како температурата се зголемува, така се зголемува и фракцијата на молекули што ќе може да ја премината активационата енергиетска бариера. • Како резултат на тоа, се зголемува и брзината на хемиската реакција.

47. Maxwell–Boltzmann-ова распределба на енергиите во зависност од Т Оваа фракција на молекули f може да се определи од изразот: Каде Rе универзалната гасна константа, аTе температурата во Келвини .

48. Arrhenius-ова равенка Svante Arrhenius го извел математичкиот израз помеѓу константата на брзината на хемиската реакцијаkи енергијата на активација Ea и тој израз има форма каде Aе фактор на зачестеност, и тоа е број што ни ја покажува веројатноста дека еден судир меѓу молекулите ќе се случи во кој ќе има правилна ориентација на молекулите што се судираат.

49. 1 RT Arrhenius-ова равенка Ако направиме природно логаритмирање од двете страни на равенката се добива y = аx + b Равенката y = аx + b е равенка на линеарна права. Ако вредноста на kекспериментално се определи при неколку различни температури, тогаш енергијата на активацијаEaМОЖЕ да се пресмета од нагибот на зависностаln k vs. 1/T.

50. Кинетика-битни параметри и дефиниции Прв ред втор ред втор ред Закон за брзина Интегр. Закон за брзина комплициран Време на полуживот комплициран