Ответы на зачет по общей химии. 1. место химии в формировании представлений о строении и законах функционирования различных систем человеческого организма. Связь химии с биологией, медициной и формацией. Основные этапы развития химии. Вклад отечественных ученых в развитие общей химии
 Скачать 188.85 Kb.
|
|
5. энтальпия как функция состояния системы. Эндотермические и экзотермические процессы. Первое начало ТД для изобарных процессов. Энтальпия- функция состояния системы, характеризующая теплосодержание системы. первое начало ТД: Тепло, подведенное или отданное системе, расходуется на изменение внутренней энергии и работы, совершаемой над системой Q = ∆U + W Изобарный процесс- процесс, протекающий при постоянном давлении Р = const QP = ∆U + P ∆V = (U2 + P V2) - (U2 + P V1) = H2 – H1 = ∆H H = U +P V [∆H] = [кДж/моль] Химические реакции, при протекании которых происходит уменьшение энтальпии системы (∆H < 0) и во внешнюю среду выделяется теплота, называются экзотермическими. Реакции, в результате которых энтальпия возрастает (∆H > 0) и система поглощает теплоту QP извне, называются эндотермическими. Если ∆H > 0 реакция эндотермическая Если ∆H < 0 реакция экзотермическая 6. закон Гесса. Термохимические расчеты и их использование для энергетической характеристики химических и биохимических процессов. Стандартная энтальпия образования, стандартная энтальпия сгорания. Следствия из закона Гесса. Энергетическая ценность пищевых продуктов, обоснование рационов питания. Закон Гесса: приращение энтальпии при образовании заданных продуктов из данных реагентов при постоянном давлении не зависит от числа и вида реакций, в результате которых образуются эти продукты. При термохимических расчетах чаще применяется не сам закон, а его следствие. Для реакции, представленной в общем виде nA A + nB B = nc C + nD D следствие запишется с помощью равенства: ∆Hр-я = (nc∆Hc + nD∆HD) – (nA∆HA + nB∆HB) Формулируется: энтальпия реакции равна алгебраической сумме энтальпий образования стехиометрического количества продуктов за вычетом алгебраической суммы энтальпий образования стехиометрического количества реагентов. Потребность в калориях человека рассчитывается по следующим признакам: интенсивность труда, возраст, пол, потребность в белках, жирах, углеводах. Стандартная теплота образования при 298 К и 1 атм 1 следствие из закона Гесса: ∆Hобр = ∑ n ∆H298 пр.р. - ∑ n ∆H298 исх.в. 2 следствие из закона Гесса: ∆Hсг = ∑ n ∆H298 исх.в. - ∑ n ∆H298 пр.р. 7. применение первого начала ТД к биосистемам На основе 1го начала ТД с помощью несложных расчетов можно получить важные сведения о процессах обмена веществ и энергии в организме. 8. второе начало ТД. Формулировка. Критерии направленности процесса. Вклад С.Карно и Р.Клаузиуса в развитие 2го начала ТД. 2ое начало ТД показывает направление реакции и направленность превращения энергии. Первооткрыватель 2го начала термодинамики – Карно – исследовал превращение теплоты в работу и сделал вывод, что в тепловых машинах количество теплоты, полученное от источника тепла, не может полностью переходить в работу, а часть ее отдается холодильнику. Схема передачи теплоты: Теплоисточник Т1 Q1 Рабочее тело Q2 Холодильник Т2 W = Q1 – Q2 η = (Q1 – Q2) \ Q1 = W / Q1 η = (Т1 – Т2) / Т1 КПД тепловой машины не зависит от природы рабочего тела, а определяется интервалом температур 2 закон ТД (Клаузиус): *теплота не может самопроизвольно переходить от более холодного тела к более нагретому. (Томсон) *вечный двигатель 2го рода, в котором вся теплота, сообщаемая системе, переходит в работу, не возможен. ∆H и ∆S не могут служить полным критерием направленности процесса, так как есть много реакций, протекающих самопроизвольно с ∆H > 0 и уменьшением S, более того ∆S как критерий направленности процесса ограничивается только в изолированных системах. ∆G как критерий направленности процесса является таким же свойством системы как внутренняя энергия, энтальпия, энтропия. 9. энтропия как функция состояния системы. Критерии самопроизвольно протекающего процесса в изолированной системе. Связь энтропии с вероятностью состояния системы (уравнение Л.Больцмана) Протекание самопроизвольного процесса в изолированной системе сопровождается рассеиванием тепловой энергии, для количественной характеристики этого явления Клаузиус ввел термодинамическую функцию, называемую энтропией S S = f (Q) Энтропия- функция состояния системы, приращение которой ∆S равно минимальной теплоте, подведенной к системе в обратном изотермическом процессе, деленном на абсолютную температуру, при которой осуществляется данный процесс. ∆S = Q \ T [∆S] = Дж/моль К [S] = Дж / К ∆S не зависти от пути процесса и относится к экстенсивному свойству систем Только часть теплоты идет на совершение работы, другая часть является обесцененной, она не может быть превращена в работу, поэтому она рассеивается. Энтропия – мера обесцененной энергии T ∆S = Q Из 2 начала ТД следует, что условием самопроизвольного протекания необратимых процессов в изолированной системе является возрастание энтропии. В случае равновесия энтропия системы постоянна Уравнение Больцмана (физический смысл энтропии): S = k ℓn ώ k- постоянная Больцмана, = 1,38∙ 10 -23 Дж / К ώ- термодинамическая вероятность, показывающая число микросостояний, отвечающих данному макросостоянию макросостояние - свойство вещества, которое можно измерить (Т, р и т.д.) число микросостояний, с помощью которых осуществляется данное макросостояние, называется вероятностью ώ. Чем больше неупорядоченность системы, тем больше энтропия. Энтропия возрастает при переходе вещества их кристаллического в жидкое состояние, а из жидкого в газ Энтропия- мера беспорядоченности системы, вместе с тем энтропия является не только мерой обесцененной энергии, но и силой, движущей процесс, без энтропии все реакции достигли бы равновесия. 10.применение второго начала ТД к живым организмам. Математическое выражение 2 начала ТД для открытых систем. У живых организмов, которые изучаются в единстве с окружающей средой, полное приращение энтропии не может быть отрицательным, оно должно иметь знак «+» либо = 0. нарушение экологии среды (кислотные дожди) изменяют данную зависимость, что ведет к нарушению протекания биохимических процессов. 2ой закон ТД для открытых систем: ∆S / ∆t = ∆Si / ∆t + ∆Se / ∆t ∆S / ∆t – прирост энтропии в единицу времени ∆Si / ∆t – интенсивность увеличения энтропии в живых организмах, связанных с химическими реакциями; всегда положительная величина ∆Se / ∆t – изменение энтропии внутри организма, которое происходит не только за счет химических реакций, но и вследствие обмена энтропией между системой и окружающей средой, может быть как положительным, так и отрицательным. 11. энергия Гиббса как функция состояния системы и критерий направленности процесса. ∆G0 – функция состояния системы. Получила свое название в честь американского ученого Гиббса ∆G как критерий направленности процесса является таким же свойством системы как внутренняя энергия, энтальпия, энтропия. Изменение энергии Гиббса не зависит от пути процесса, приводят при постоянном давлении и температуре. Условие: ∆Gр,Т <0 то реакция осуществима в прямом направлении ∆Gр,Т >0 то реакция не осуществима в прямом направлении ∆Gр,Т = 0 – система в равновесии 12. математическое уравнение, связывающее изменение энергии Гиббса (∆G) с энтальпией и энтропией. Расчет ∆G по первому следствию закона Гесса. Экзергонические и эндергонические реакции в живых организмах. Понятие о сопряженных процессах. Коэффициент полезного действия биохимических процессов. ∆G связана с ∆H и ∆S следующим уравнением: Уравнение Гиббса: ∆G0 = ∆H0 - Т∆S0 ∆H0 - энтальпийный фактор Т∆S0 – энропийный фактор
а. Если ∆H0<0, ∆S0>0 (например, реакция окисления глюкозы) б. Если ∆H0>0, ∆S0>0 (при высоких температурах, например, денатурация белка) 2) ∆G0 >0, если ∆H0<0, ∆S0<0 (при очень низких температурах и малом энтропийном приращении, например, реакции гидратации белков и ряда солей) Закон Гесса для энергии Гиббса: Изменение энергии Гиббса при образовании заданных продуктов из данных реагентов при постоянном давлении и температуре не зависит от числа и вида реакций, в результате которых образуются эти продукты. Следствие: Энергия Гиббса реакции равна алгебраической сумме энергий Гиббса образования стехиометрического количества продуктов за вычетом алгебраической суммы энергий Гиббса образования стехиометрического количества реагентов: ∆Gр = (nc∆Gc + nD∆GD) – (nA∆GA + nB∆GB) Химические реакции, при протекании которых происходит уменьшение энергии Гиббса системы и совершается работа, называются экзергоническими. Реакции, в результате которых энергия Гиббса возрастает и над системой совершается работа, называются эндергоническими. Такие реакции не проходят самопроизвольно, но они могут быть сопряжены с реакциями, идущими с уменьшением ∆G (реакция окисления глюкозы проходит в 9 стадий). Говоря об энергии биохимических процессов, стоит отметить высокий КПД, это есть особенность живого организма, хотя КПД механических машин не более 20. 13.обратимые и необратимые по направлению химические реакции. Условия возникновения химического равновесия. Химический потенциал. Математическое выражение химического потенциала. Обратимые - реакции, которые при данных внешних условиях могут самопроизвольно протекать как в прямом, так и в обратном направлениях. Необратимые – реакции, которые протекают до конца, до полого израсходования одного из реагирующих веществ. Условия, определяющие химическое равновесие: υ1 = υ2 ; ∆G = 0 υ график изменения скорости в прямой и обратной реакции с течением времени t Химическим потенциалом вещества Х заданной системе называется величина, определяющаяся изменением энергии Гиббса, приходящаяся на 1 моль данного вещества при заданных условиях. μ(Х) = G(X) / n(X) μ(Х) – химический потенциал вещества Х, Дж/моль G(X) – энергия Гиббса вещества Х в системе, Дж n(X) – количество вещества Х в системе, моль Если вещество Х находится в растворе, о химический потенциал зависит от концентрации и природы растворителя, эта зависимость носит логарифмический характер и имеет следующий вид: μ(Х) = μ0(Х) + R T ln C(X) μ0(Х) – стандартный химический потенциал вещества Х, Дж/моль ln – натуральный логарифм (е = 2,72) C(X) – концентрация вещества Х, моль/л 14. закон действующих масс для химического равновесия. Константа химического равновесия, способы ее выражения. Прогнозирование смещения химического равновесия. ЗДМ: В состоянии равновесия при данной температуре отношение произведения равновесных молярных концентраций (парциальных давлений) продуктов реакции к произведению равновесных молярных концентраций (парциальных давлений) исходных веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов есть величина постоянная. Кс зависит только от природы компонентов и температуры, и не зависит от начальной концентрации взаимодействующих веществ. Выражение Кс через парциальное давление: Кс = (Рсс PdD) \ (PaA PbB) Закон был выведен Гольдбергом и Ваге в 1864 году на основе эксперимента С помощью уравнения изотермы можно определить направление реакции при постоянной температуре. Анализ уравнения изотермы химической реакции: Если Кс > Пс, то ∆G < 0, реакция в прямом направлении Если Кс < Пс, то ∆G > 0, реакция идет самопроизвольно влево Если Кс = Пс, то ∆G = 0, химическое равновесие 15. уравнение изотермы и изобары химической реакции. Влияние температуры на величину константы равновесия. Уравнение изотермы химической реакции: ∆G = R T lnПс – R T ln Kc ∆G = 2,3 R T lg (Пс\ Kc) с помощью уравнения изотермы можно рассчитать энергию Гиббса при заданном значении Пс, если известна константа равновесия реакции; определить направление реакции при постоянной температуре. Анализ уравнения изотермы химической реакции: Если Кс > Пс, то ∆G < 0, реакция в прямом направлении Если Кс < Пс, то ∆G > 0, реакция идет самопроизвольно влево Если Кс = Пс, то ∆G = 0, химическое равновесие. Уравнение изобары химической реакции: ((d ln Kc)\ d T)p = ∆H0 \ R T2 после интегрирования: lg (KT2 \ KT1) = (∆H0 (T2 – T1)) \ RT2 Это уравнение позволяет вычислить константу равновесия при заданной температуре, если известна константа при другой температуре. Зная KT2 и KT1 можно рассчитать ∆H0 Кс увеличивается с повышением температуры при эндотермических процессах, если реакция экзотермическая, то Кс увеличивается с понижением температуры. 16. признаки истинного химического равновесия. Истинное химическое равновесие характеризуется:
в ложном равновесии (пересыщенный раствор) только 1 признак истинного равновесия – сохранение неизменным своего состояния во времени. ∆G ≠ 0 17. факторы, влияющие на смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье. Примеры. Принцип Ле-Шателье: Если на систему, находящуюся в равновесии оказать какое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов, равновесие смесится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшается.
Пример: в основе дыхания человека лежит реакция гемоглобина с кислородом с образованием оксигемоглобина: Hb + O2 HbO2 Венозная кровь поступает в легкие, при повышении давления реакция с кислородом в соответствии с принципом Ле-Шателье равновесие сдвигается вправо, где углекислый газ уменьшается и кровь насыщается кислородом. Артериальная кровь, поступающая в ткани, оказывается при пониженном парциальном давлении кислорода, и равновесие смещается влево в сторону исходных веществ, следовательно, кровь отдает кислород тканям.
18. понятие о стационарном состоянии живого организма, его характеристики. Сходство и отличие стационарного состояния от химического равновесия. Гомеостаз и адаптация организма. Стационарное состояние – состояние системы, при котором ее параметры со временем не изменяются, но происходит обмен веществом и энергией с окружающей средой Сходство химического равновесия со стационарным состоянием заключается в неизменности во времени. Отличия стационарного состояния от химического равновесия:
∆G / ∆t = ∆Gi / ∆t + ∆Ge / ∆t ∆Gi / ∆t - изменение энергии Гиббса с течением времени происходящее внутри организма ∆Ge / ∆t – влияние окружающей среды 2) скорость реакции в одном направлении обычно больше, чем в другом, но разность скоростей в обоих направлениях постоянна во времени 3) рассеивание энтропии стационарной системы минимально теорема Пригожина: в стационарном состоянии скорость возрастания энтропии, обусловленная протеканием необратимых процессов, имеет положительное и минимальное из возможных значений. Организм работает в наиболее выгодном режиме – это свойство имеет большое значение для поддержания устойчивого стационарного состояния (гомеостаз) Гомеостаз – постоянство параметров стационарного состояния во времени (постоянство химического состава внутри среды, осмотического давления, рН, температуры человеческого тела) Если система испытывает небольшое внешнее воздействие, то уровень стационарного состояния сохраняется, в случае большого внешнего воздействия система переходит от 1го уровня стационарной системы к другому, более выгодному при новых условиях, при этом все уровни лежат в пределах физиологических норм. Если авторугулирующие механизмы способны поддерживать стационарное состояние системы при определенных изменениях внешней среды, то говоря, организм адаптируется и выживает, в противном случае - погибает. |