Ответы на Экзаменационные вопросы - 2005 год. 1. 1 Квантовомеханическая модель атома. Характеристики энергетического состояния электрона системой квантовых чисел. Основное и возбужденное состояние атома

• Название: 1. 1 Квантовомеханическая модель атома. Характеристики энергетического состояния электрона системой квантовых чисел. Основное и возбужденное состояние атома
• Анкор: Ответы на Экзаменационные вопросы - 2005 год.doc
• Дата: 28.01.2017
• Размер: 0.82 Mb.
• Имя файла: Ответы на Экзаменационные вопросы - 2005 год.doc
• Тип: Документы; #186
• Категория: Химия
• страница: 2 из 7

№ 3.4 Второе начало термодинамики. Обратимые и необратимые в термодинамическом смысле процессы. Энтропия. Энергия Гиббса. Химический потенциал. Прогнозирование направления самопроиз­вольно протекающих процессов в изолированной и закрытой систе­мах. Термодинамические условия равновесия. Роль энтальпийного и энтропийного факторов. Стандартная энергия Гиббса образова­ния, стандартная энергия Гиббса биологического окисления. При­меры экзергонических и эндергонических процессов, протекающих в организме. Принцип энергетического сопряжения.
Второе начало термодинамики: В изобарно-изотермических условиях (р, Т = const) в системе самопроизвольно могут протекать только такие процессы, в результате которых энергия Гиббса системы уменьшается (ΔG < 0). В состоянии равновесия G = const, G = 0

Обратимый процесс – если при переходе из начального состояния в конечное все промежуточные состояния оказываются равновесными

Необратимый процесс – если хоть одно из промежуточных состояний неравновесное.

Энтропия – энтропия – функция состояния, приращение которой ΔS равно теплоте Qмин подведённой к системе в обратимом изотермическом процессе, делённой на абсолютную температуру T, три которой осуществляется процесс: ΔS = Qмин/ T или мера вероятности пребывания системы в данном состоянии – мера неупорядоченности системы.

Энергия Гиббса – функция состояния, являющаяся критерием самопроизвольности процессов в открытых и закрытых системах.

G = H – TS

ΔG = ΔH – TΔS

c^d(D)c^e(E)

ΔrG = ΔrG⁰ + RTln c^a(A)c^b(B) – изотерма Вант-Гоффа

Химический потенциал вещества Х в данной системе – величина, которая определяется энергией Гиббса, приходящейся на моль этого

G (X)

вещества. μ(X) = n (X)

Критериями направления самопроизвольного протекания необратимых процессов являются неравенства ΔG < 0 (для закрытых систем), ΔS > 0 (для изолированных систем)

В ходе самопроизвольного процесса в закрытых системах G уменьшается до определенной величины, принимая минимально возможное для данной системы значение Gmin. Система переходит в состояние химического равновесия (ΔG = 0). Самопроизвольное течение реакций в закрытых системах контролируется как энтальпийным (ΔrH), так и энтропийным (TΔrS) фактором. Для реакций, у которых ΔrH < 0 и ΔrS > 0, энергия Гиббса всегда будет убывать, т.е. ΔrG < 0, и такие реакции могут протекать самопроизвольно при любых температурах

В изолированных системах энтропия максимально возможное для данной системы значение Smax; в состоянии равновесия ΔS = 0

Стандартная энергия Гиббса: ΔrG = ΣυjΔjG⁰j – ΣυiΔiG⁰i

Экзерогонические реакции – G < 0 и системой совершается работа (окисление глюкозы)

Эндерогонические – G > 0 и над системой совершается работа.

Энергетическое сопряжение. В сопряженной системе определяющим фактором будет сумма разностей потенциалов двух процессов (ΔР_ЭФФ = ΔP₁ + ΔP₂). Суммарный процесс возможен при условии, если ΔР_ЭФФ — величина отрицательная. Благодаря энергетическому сопряжению возможно взаимопревращение одних форм работы и энергии в другие

№ 3.5 Химическое равновесие. Обратимые и необратимые по на­правлению реакции. Константа химического равновесия. Уравнения изотермы и изобары химической реакции. Прогнозирование смеще­ния химического равновесия. Понятие о буферном действии, гомеостазе и стационарном состоянии живого организма.
Обратимые по направлению химические реакции – реакции, которые при данных внешних условиях могут самопроизвольно протекать как в прямом, так и в обратном направлениях

Константа химического равновесия – для обратимой реакции общего вида aA + bB  pP + qQ при постоянных внешних условиях в равновесии отношение произведений концентраций продуктов к произведению концентрации реагентов есть величина постоянная, не зависящая от химического состава системы

[P]^p [Q]^q

Kc = [A]^a [B]^b = const при p, T = const

Уравнение изотермы химической реакции:

ΔGр-я = RTln(Πc/Kc)

Уравнение изобары химической реакции

K2 ΔrH

ln K1 = R ((1/T₁) – (1/T₂))

Прогнозирование смещения химического равновесия. С помощью уравнения изотермы можно рассчитать G реакции при заданном значении Πc, если известна Kc реакции. И наоборот, если известна G реакции при заданном Πc, то можно рассчитать Kc.

Гомеостаз - относительное динамическое постоянство внутренней среды (крови, лимфы, тканевой жидкости) и устойчивость основных физиологических функций (кровообращения, дыхания, терморегуляции, обмена веществ и т.д.) организма человека и животных. Регуляторные механизмы, поддерживающие физиологическое состояние или свойства клеток, органов и систем целостного организма на оптимальном уровне, называются гомеостатическими.

Учение о гомеостазе - это учение о жизненных процессах, имеющих только одну цель: поддержание постоянства условий жизни во внутренней среде, как необходимый элемент свободной и независимой жизни.

Основная функция буферных систем предотвращение значительных сдвигов рН путём взаимодействия буфера как с кислотой, так и с основанием. Действие буферных систем в организме направлено преимущественно на нейтрализацию образующихся кислот.

В организме одновременно существует несколько различных буферных систем. В функциональном плане их можно разделить на бикарбонатную и небикарбонатную. Небикарбонатная буферная система включает гемоглобин, различные белки и фосфаты. Она наиболее активно действует в крови и внутри клеток.

Организм можно определить как физико-химическую систему, существующую в окружающей среде в стационарном состоянии. Именно эта способность живых систем сохранять стационарное состояние в условиях непрерывно меняющейся среды и обусловливает их выживание. Для обеспечения стационарного состояния у всех организмов - от морфологически самых простых до наиболее сложных - выработались разнообразные анатомические, физиологические и поведенческие приспособления, служащие одной цели - сохранению постоянства внутренней среды.

№ 4.1 Роль воды и растворов в жизнедеятельности. Физико-хими­ческие свойства воды, обуславливающие ее уникальную роль как единственного биорастворителя. Автопротолиз воды. Константа автопротолиза воды. Зависимость растворимости веществ в воде от соотношения гидрофильных и гидрофобных свойств; влияние внешних условий на растворимость. Термодинамика растворения. Диффузия. Понятие об идеальном растворе.
Важнейшие биологические жидкости организма человека – растворы белков, солей, углеводов и липидов в воде.

Вода хорошо растворяет ионы и многие полярные соединения. Диэлектрическая проницаемость воды обуславливает это свойство (ε = 78,5). Притяжение между ионами уменьшается примерно в 80 раз при растворении в воде.

Автопротолиз – обратимый процесс образования равного числа катионов и анионов из незаряженных молекул жидкого индивидуального вещества за счет передачи протона от одной молекулы к другой.

К_Н2О -константа автопротолиза воды

К_Н2О = (Н₃О⁺)(ОН^-) Константа автопротолиза воды зависит от температуры. Экспериментально установлено, что при 25°С константа автопротолиза воды = 10^–14 моль²/л².

При растворении дифильных веществ происходит изменение структуры воды как результат взаимодействия с гидрофобными группами сводится к минимуму. Гидрофобные группы, ассоциируясь, выталкивают молекулы воды из области своего расположения.

Термодинамика процесса растворения ΔG = (ΔH – TΔS) < 0. ΔH – энтальпийный фактор, TΔS – энтропийный фактор. При растворении жидких и твёрдых веществ энтропия системы обычно возрастает (ΔS>0), т.к. растворяемые вещества из более упорядоченного переходят в менее упорядоченное. Вклад энтропийного фактора, особенно заметен при повышенных Т, т.к. произведение TΔS – велико, в результате возрастает убыль ΔG. При растворении газов ΔS<0, т.к. вещество из менее упорядоченного переходит в более упорядоченное, а снижение T способствует растворению газов.

Диффузия – самопроизвольный процесс выравнивания концентрации вещества в растворе.

Закон Фикка: скорость диффузии вещества пропорциональна площади поверхности, через которую переносится вещество, и градиенту концентрации этого вещества.

Δn Δc

Δt = -DS Δx

Идеальный раствор – раствор, образование которого не сопровождается химическим взаимодействием, изменением объёма и тепловым эффектом.

№ 4.2 Коллигативные свойства разбавленных растворов электро­

литов. Закон Рауля и следствия из него: понижение температуры замерзания раствора, повышение температуры кипения раствора, осмос. Осмотическое давление: закон Вант-Гоффа.
Коллегативные свойства растворов:

Закон Рауля: относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором нелетучего электролита равно молярной доле растворённого вещества.

Следствие: Давление пара раствора, содержащего нелетучее растворённое вещество, прямо пропорционально молярной доле растворителя:

р = Kpx(X₁)

Повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания разбавленных растворов неэлектролитов прямо пропорционально моляльной концентрации раствора. (ΔTкип = Кэb(X); ΔTкип = Кзb(X))

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

Остмотическое давление – величина измеряемая минимальным гидравлическим давлением , которое нужно приложить к раствору, чтобы осмос прекратился.

Закон Ват-Гоффа π = с(Х)RT (расчет давления)

№ 4.3 Элементы теории растворов электролитов. Сильные и сла­бые электролиты. Константа ионизации слабого электролита. Закон разбавления Оствальда. Общие положения теории Дебая-Хюккеля. Ионная сила раствора. Активность и коэффициент активности ио­нов. Электролиты в организме. Осмотические свойства растворов электролитов. Осмоляльность и осмолярность биологических жид­костей и перфузионных растворов. Гипо -, гипер- и изотонические растворы. Изотонический коэффициент. Понятие об изоосмии (электролитном гомеостазе). Роль осмоса в биологических системах. Плазмолиз и цитолиз.
Электролиты, которые практически полностью диссациируют на ионы – сильные

Электролиты, которые не полностью ионизируются – слабые

Степенью диссоциации электролита называется отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу его молекул, введённых в раствор.

Закон Освальда: степень диссоциации слабого электролита возрастает с разбавлением раствора

αи²с(Х)

Кд = 1 – αи

Теория Дебая – Хюккеля. Основная ее идея - вследствие электростатического притяжения между положительными и отрицательными ионами вблизи каждого иона находятся главным образом ионы противоположного знака, т.е. ион как бы окружен ионной атмосферой. Суммарный заряд этой атмосферы по абсолютной величине равен заряду центрального иона, но противоположен ему по знаку. Тормозящее действие ионной атмосферы на передвижение ионов проявляется таким образом, что все свойства, зависящие от концентрации ионов (такие, как электрическая проводимость, осмотическое давление и т.д.), отвечают заниженной степени диссоциации – кажущейся степени диссоциации. Для оценки состояния ионов в растворе пользуются понятием активности иона – его условной концентрации, соответственно которой он действует при химических реакциях: a = fC, где a – активность иона, C – его концентрация, f – коэффициент активности. Значение f < 1 указывает на связывающее взаимодействие ионов; если f близок к единице, это говорит о слабом межионном взаимодействии. В очень разбавленных растворах действие межионных сил почти не проявляется.

Ионная сила раствора – величина, измеряемая полусуммой произведений концентраций всех находящихся в растворе ионов на квадрат их заряда.

I = ½ (c(X1)z₁² + c(X2)z₂² + … + c(Xn)z_n²)

Активность электролита – эффективная концентрация в соответствии с которой он участвует в различных процессах

В разбавленных растворах сильных электролитов с одинаковой ионной силой коэффициенты активности катионов и анионов одинаковой зарядности равны независимо от их химической природы.

Биологические жидкости и ткани содержат множество различных электролитов: NaCL, KCl, HCl, CaCl₂, NaH₂PO₄, NaHCO₃ и др. Устойчивость биологических ВМС и скорость многих биохимических реакций в значительной мере зависят от природы и концентрации присутствующих в жидкостях и тканях ионов.

Осмолярность (осмоляльность) – активная концентрация частиц, не проникающих через идеальную полупроницаемую мембрану. Для разбавленных растворов их численные значения совпадают. Это эмпирические величины, использование которых позволяет учесть разные по характеру отклонения от з-на Рауля, возникающие в случае неидеальных растворов.

Гипертонический раствор – с большим осмотическим давлением, гипотонический – с меньшим. Такое деление имеет смысл только при сравнении одного раствора с другим.

Изотонический коэффициент (i) – показывает степень отклонения коллегативных свойств растворов электролитов от растворов нелетучих неэлектролитов p_осм = icRT

Изоосмия - относительное постоянство осмотического давления в жидких средах и тканях организма, обусловленное поддержанием на данном уровне концентраций содержащихся в них веществ: электролитов, белков и т. д. Это одна из важнейших физиологических констант организма, обеспечиваемых механизмами саморегуляции (гомеостаза)

Плазмолиз - отставание протопласта от оболочки при погружении клетки в гипертонический раствор. Характерен для растительных клеток. Животные клетки сжимаются.

Цитолиз - разрушение животных и растительных клеток, выражающееся в полном или частичном их растворении

№ 5.1 Предмет и основные понятия химической кинетики. Хими­ческая кинетика как основа для изучения скоростей и механизмов биохимических процессов. Скорость реакции, средняя скорость реакции, истинная скорость. Классификация реакций, применяю­щихся в кинетике: реакции гомогенные, гетерогенные и микрогете­рогенные; реакции простые и сложные (параллельные, последова­тельные, сопряженные, цепные). Молекулярность элементарного акта реакции. Кинетические уравнения. Порядок реакции. Период полупревращения.
Химическая кинетика изучает скорости химических реакций, их зависимость от различных факторов и механизмы реакций. Последо­вательность и характер стадий химических реакций называют меха­низмом реакции.

По механизму различают простые и сложные реакции. Простые реакции осуществляются посредством однотипных элементарных ак­тов. Под элементарным актом понимают единичный акт взаимодей­ствия или превращения частиц, в результате которого образуются новые частицы продуктов реакции или промежуточных соединений. В элементарном акте принимает участие одна или две частицы (опи­саны единичные случаи одновременного взаимодействия трех час­тиц).

Для осуществления сложных реакций необходимы разнотипные (не менее двух) элементарные акты. Различают следующие типы сложных реакций: параллельные, последовательные, сопряженные, цепные. Для параллельных реакций характерно протекание несколь­ких процессов с участием одних и тех же исходных веществ. Эти процессы завершаются образованием разных продуктов реакции. Скорость параллельных реакций определяется наиболее быстрой стадией. В последовательных реакциях образование конечного про­дукта реакции из исходных веществ происходит не непосредственно, а через ряд промежуточных продуктов. Скорость последовательной реакции определяется наиболее медленной стадией, которая называ­ется лимитирующей. Некоторые сложные реакции состоят как из последовательных, так и параллельных реакций.

Скорость химической реакции (v) определяется изменением кон­центрации Ас реагирующих веществ (или продуктов реакции) в еди­ницу времени. Размерность скорости химической реакции — кон­центрация/время: _, наиболее употребляемая единица измерения — моль на литр-секунду (моль/л*с)

Скорость химической реакции в общем случае не является по­стоянной в течение всего времени ее протекания. Рассмотрим обра­тимую реакцию: