Учебнометодическое пособие для студентов i курса медицинского вуза Рекомендовано Учебнометодическим объединением по медицинскому и фармацевтическому образованию вузов России в качестве учебного пособия для студентов медицинских вузов

• Название: Учебнометодическое пособие для студентов i курса медицинского вуза Рекомендовано Учебнометодическим объединением по медицинскому и фармацевтическому образованию вузов России в качестве учебного пособия для студентов медицинских вузов
• Дата: 18.04.2022
• Размер: 5.49 Mb.
• Имя файла: Osnovy termodinamiki, himicheskoi kinetiki i ravnovesiya.docx
• Тип: Учебно-методическое пособие; #483158
• страница: 13 из 16

Учебно-исследовательская лабораторная работа «Химическое равновесие»

Цель работы: изучить влияние на смещение химического равновесия изменения концентрации реагирующих веществ, температуры, среды раствора.

Опыт № 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на смещение химического равновесия

Оборудование: штатив с пробирками.

Реактивы: дистиллированная вода, насыщенные растворы: хлорида железа (III), роданида аммония, хлорида аммония.

Порядок выполнения работы

1. В пробирку налейте 10,0 мл воды и прибавьте по одной капле насыщенных растворов FeCl₃ и NH₄SCN. 2. Содержимое пробирки разделите на 4 части.

3. 
   К первой – добавьте одну каплю насыщенного раствора FeCl₃, ко второй – три капли насыщенного раствора NH₄SCN, в третью – три капли насыщенного раствора NH₄Cl, четвертую оставьте для сравнения.
   
4. 
   Результаты опыта внесите в таблицу.
   

Таблица

№ пробирки	Добавленный раствор	Изменение интенсивности окраски (ослабление, усиление)	Направление смещения равновесия (вправо, влево)
1
2
3
4

3. 
   Составьте уравнение реакции, лежащей в основе опыта в молекулярном и ионном виде.
   
4. 
   Запишите математическое выражение константы равновесия для данной реакции.
   
5. 
   Сделайте вывод о влиянии концентрации реагирующих веществ на сдвиг химического равновесия.
   

Опыт № 2. Влияние температуры на смещение химического равновесия

Оборудование: штатив с пробирками, спиртовка.

Реактивы: раствор крахмала, 0,1 н. раствор йода.

При взаимодействии йода с крахмалом образуется окрашенное в синий цвет адсорбционное соединение. Упрощенно образование его можно представить схемой:

йод + крахмал йодокрахмал.

Порядок выполнения работы

1. 
   В две пробирки поместите по 5,0 мл раствора крахмала и добавьте в каждую 3-4 капли 0,1 н. раствора йода. Отметьте внешний признак реакции.
   
2. 
   Одну пробирку оставьте для сравнения. Содержимое второй пробирки нагрейте с помощью спиртовки, отметьте изменение окраски, затем охладите под струей воды до восстановления первоначальной окраски.
   
3. 
   Укажите направление смещения равновесия изучаемой реакции при повышении температуры.
   
4. 
   Сделайте вывод о тепловом эффекте реакции образования йодокрахмала.
   

Опыт № 3. Влияние среды раствора на смещение химического равновесия

Оборудование: штатив с пробирками.

Реактивы: 0,5 н. раствор дихромата калия, 0,5 н. раствор NaOH, 0,5 н. раствор H₂SO₄.

В растворах, содержащих Cr(VI), осуществляется равновесие:

Cr₂O ₇² H ₂O 2CrO ²₄

бихромат-ион хромат-ион

(оранжевый) (желтый)

В щелочной среде образуется хромат-ион, в кислой – бихроматион.

Порядок выполнения работы

1. 
   В две пробирки налейте по 1 мл раствора K₂Cr₂O₇.
   
2. 
   Одну пробирку оставьте для сравнения, а во вторую добавьте по каплям раствор щелочи до изменения окраски. В эту же пробир-
   

ку затем по каплям добавьте раствор H₂SO₄ до получения первоначальной окраски.

3. 
   Составьте молекулярные уравнения взаимодействия:
   

а) дихромата калия с гидроксидом натрия;

б) хромата калия с серной кислотой.

4. 
   Объясните причину изменения окраски раствора при действии щелочи и кислоты с точки зрения принципа Ле Шателье.
   

План оформления отчета 1. Дата и название работы.

2. 
   Цель работы.
   
3. 
   Краткое описание проведения опыта.
   
4. 
   Результаты полученных опытных данных.
   
5. 
   Выводы по работе.
   

Контрольные вопросы для защиты экспериментальной работы

1. 
   Какие реакции называют: а) необратимыми, б) обратимыми?
   
2. 
   Одинаковы или различны значения констант скоростей для прямой и обратной реакции? Объясните.
   
3. 
   Как изменяются скорости прямой и обратной реакций во времени от начала реакции? Чем это обусловлено и в какое состояние приводит данную систему?
   
4. 
   Что называют химическим равновесием? Почему оно является динамическим? Какие концентрации реагирующих веществ называют равновесными?
   
5. 
   Что называют константой химического равновесия? Зависит ли это величина от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, давления?
   
6. 
   Объясните, почему числовое значение константы равновесия определяет глубину превращения исходных веществ в продукты реакции.
   
7. 
   Если константа скорости прямой реакции много меньше константы скорости обратной реакции, то как это влияет на числовое значение константы равновесия и выход продуктов реакции? 8. Почему в выражение для скорости химической реакции или константы равновесия не входят концентрации веществ, находящихся в твердой фазе?
   

9. 
   Какой процесс называют смещением химического равновесия? На конкретных примерах покажите, как смещается равновесие системы под влиянием изменения: а) концентрации одного из реагирующих веществ, б) температуры, в) давления.
   
10. 
    Какими параметрами характеризуется химическое равновесие? К чему приводит изменение одного из параметров?
    
11. 
    Почему катализатор не влияет на тепловой эффект реакции и не смещает химического равновесия?
    
12. 
    Какое уравнение выражает связь константы равновесия с основными термодинамическими характеристиками?
    

Задачи для самостоятельного решения

1. 
   В организме человека реакция окисления этилового спирта протекает в две стадии. Первая – окисление этилового спирта до уксусного альдегида:
   

С 2Н5ОН(ж)+ О2(г) СН3СНО(р-р)+Н2О(ж); Н^о = 256 кДж/моль.

Вторая – окисление уксусного альдегида до уксусной кислоты:

СН₃СНО(р-р)+ О₂(г) СН₃СООН(р-р), Н^о = 237 кДж/моль.

Р ассчитайте Н^о_р-_ции окисления этанола до уксусной кислоты. Ответ: Н^о_р-_ции = 493 кДж/моль.

2. 
   Р ассчитайте Н^о_р-_ции сгорания этанола, если известно, что при сгорании 4,6 г спирта выделяется 137 кДж теплоты. Ответ: Н^о_р-_ции = 1370 кДж/моль.
   
3. 
   В организме человека в результате метаболизма образуется глицерин, который далее окисляется в СО₂(г) и Н₂О(ж). Вычислите
   

G ор-ции, окисления глицерина, если Gообр.(глицерина) = –480 кДж/моль. Ответ: G^о_р-ции =–1650 кДж/моль.

4. 
   Какое количество теплоты поглотится при растворении в воде
   

2 3,8 г бромида калия, если Н^о_раств. = 17 кДж/моль? Ответ: 85 кДж.

5. 
   Д ля реакции: Н₃РО₄ + аденозин АМФ + Н₂О; G^о_р-ции = 14 кДж/моль. В каком направлении реакция идет самопроизвольно при стандартных условиях? Каково значение константы равновесия? Ответ: в обратном направлении; K = 3,5210^–3.
   
6. 
   _{В заимодействует ли алюминий с водой? Нет ли опасности, что изделия из алюминия, широко применяемые в быту и медицинской технике, будут разрушаться под действием воды в результате протекания реакции: 2Al(т)+6Н2}О(ж) 3Н₂(г)+2Al(ОН)₃(т). Надо ли слишком тщательно чистить алюминиевые изделия? Ответ: G 0, однако защитный слой Al₂O₃ предохраняет алюминий от разрушения.
   
7. 
   В 100 г трески в среднем содержится 11,6 г белков и 0,3 г жиров. Рассчитайте (в кДж и ккал) энергию, которая выделится при усвоении порции трески массой 228 г. Калорийность белков 17,1 кДж/г, а жиров – 38,8 кДж/г. Ответ: 478,8 кДж; 114,5 ккал.
   
8. 
   Теплоты сгорания углеводов и белков в организме человека составляют 4,1 ккал/г, жиров 9,3 ккал/г. Среднесуточная потребность в белках, жирах и углеводах для студента составляет соответственно 113, 106 и 451 г. Найдите суточную потребность в энергии у студентов. Ответ: 3300 ккал.
   
9. 
   Р ассчитайте теплоту реакции спиртового брожения глюкозы: С6Н12О6 2СО2+2С2Н5ОН, исходя из теплот сгорания глюкозы и этилового спирта. Н^о_сгор(С6Н12О6) = –2815,8 кДж/моль;
   

^{Н о}_сгор(С₂Н₅ОН) = –1366,9 кДж/моль. Ответ: –82,0 кДж/моль

10. 
    Рассчитайте массу углеводов, необходимую для восполнения энергии, затраченной при выделении 800 г воды через кожу, если для испарения 1 моль воды через кожу требуется 40,7 кДж. Ответ: 105,7 г.
    
11. 
    При растворении одного моль H₂SO₄ в 800 г воды температура повысилась на 22,4 К. Определите энтальпию растворения Н₂SO₄, принимая во внимание удельную теплоемкость раствора равной 3,76 Дж/г·К. Ответ: –75,6 кДж/моль.
    
12. 
    О бычный кубик сахара имеет массу 1,5 г. Какова энтальпия его сгорания? На какую высоту можно подняться человеку массой 70 кг, если считать, что на работу тратиться 25% энергии? Ответ: Н^о_сгор. = 24,97 кДж, h = 10 м.
    
13. 
    Сравните стандартные энергии Гиббса полного аэробного окисления глюкозы:
    

С₆Н₁₂О₆+6О₂ 6СО₂+6Н₂О (1)

и неполного анаэробного гидролиза до молочной кислоты:

С₆Н₁₂О₆ 2СН₃–СН–СООН (2).

|

OH

Какой процесс является более эффективным с точки зрения использования глюкозы? Ответ: реакция (1) более эффективна.

14. 
    Предположим, что платье, в котором вы вымокли, впитало 1 кг воды и холодный ветер его высушил. Какое количество потерянный теплоты необходимо возместить организму? Сколько г глюкозы нужны потребить, чтобы восполнить эту потерю? Принять мольную энтальпию парообразования воды равной
    

44 кДж/моль. Ответ: m_{глюкозы} = 157 г, Q = 2444,4 кДж.

15. 
    По стандартным теплотам сгорания веществ рассчитайте энтальпию синтеза уксусноэтилового эфира:
    

С2Н5ОН(ж) + СН3СООН(ж) СН3СООС2Н5(ж) + Н2О(ж), если

^{Н о}_сгор. (СН3СООС2Н5) = –2254 кДж/моль. Ответ: 13,51 кДж.

16. 
    Используя стандартные энтальпии образования вычислите, сколько теплоты выделится при разложении 54 г глюкозы по реакции: С6Н12О6(к)=2С2Н5ОН(ж)+2СО2(г). Ответ: 20,76 кДж.
    
17. 
    ^{Н АД+} и НАДН – окисленная и восстановленная формы никотинамидадениндинуклеотида G^о_{реакции} окисления НАДН:
    

НАДН + Н+ НАД⁺ + Н₂

р авна –21,83 кДж/моль при 298 К. Пользуясь уравнением изотермы, рассчитайте константу равновесия этой реакции и изменение свободной энергии, если [НАДН] = 1,510^-2, [Н⁺] = 310^–5, [НАД+] = 4,610^–3 и р(Н₂) = 0,01 атм. (вместо концентрации газа подставьте в уравнение его давление). Ответ: K = 6736; G = –10,36 кДж/моль.

18. 
    Ферментативная реакция дегидрирования пропанола-2 протекает по уравнению:
    

СН₃–СН–СН₃(р-р) СН₃–С–СН₃(р-р) + Н₂(г)

| ||

ОН О

О пределите тепловой эффект этой реакции по теплотам сгорания: Н^о_сгор.( СН3–СНОН–СН3) = –2002 кДж/моль; Н^о_сгор.(ОС(СН3)₂) = –1789 кДж/моль; Н^о_сгор.(Н2) = –285 кДж/моль. Ответ: Н^о_р-_ции = +72 кДж/моль.

19. 
    В печени протекает ферментативный обратимый процесс:
    

глюкозо-1-фосфат глюкозо-6-фосфат.

При 37^оС равновесная концентрация глюкозо-1-фосфат 0,001 моль/л, а глюкозо-6-фосфат – 0,019 моль/л. Рассчитайте Kравн. Ответ: Kравн. = 19.

20. 
    В ычислите энергию Гиббса гидролиза АТФ до АДФ и неорганического фосфата: АТФ + Н₂О АДФ + Фн, в условиях, характерных для мышечной клетки, находящейся в состоянии покоя: [АТФ] = 0,005 моль/л; [АДФ] = 0,0005 моль/л; [Фн] = 0,005 моль/л; рН = 6,0, t = 25^оС. Константа реакции гидролиза при указанной температуре равна 8,9210⁴. Ответ: G = –46,09 кДж.
    
21. 
    В загрязненном воздухе содержится примесь CO, которая образуется при неполном сгорании твердого топлива и при работе двигателей внутреннего сгорания. Монооксид углерода медленно окисляется кислородом воздуха до диоксида углерода. При определенных условиях скорость такой реакции составляет 0,05 моль/(лс), а концентрация CO₂ становится равной 0,2 моль/л. Рассчитайте концентрацию CO₂ через 10 с после указанного момента. Ответ: 0,7 моль/л.
    
22. 
    П ричиной образования опасного для здоровья тумана – "смога" – считают большое количество выхлопных газов автомобилей при высокой влажности воздуха. В смоге присутствует ядовитый диоксид азота, который получается по реакции монооксида азота с атомарным кислородом. Рассчитайте скорость этой реакции, если через 5 минут после ее начала концентрация диоксида азота стала равна 0,05 моль/л, а через 20 минут – 0,08 моль/л. Ответ: 3,310^–5 моль/лс.
    
23. 
    _{Н апишите выражение констант равновесия для обратимых реакций по равновесным концентрациям и парциальным давлениям: 4HCl(г) + О2}(г) 2Н₂О(г) + 2Сl₂(г); FeO(т) + Н₂(г) Fe(т) + Н₂О(г).
    
24. 
    Во время аварии на Чернобыльской АЭС (1986) среди других радионуклидов произошел выброс Cs-137. Какая часть этого радионуклида, попавшего в организм пострадавших, осталась в нем до настоящего времени? Ответ: 59%.
    
25. 
    В каком направлении сместится равновесие в обратимых системах:
    

_{N 2} + O₂ 2NO – 180 кДж; 2СО + О₂ 2СО₂; Н < 0; CаCО₃ CаО + СО₂; Н > 0, при:

а) повышении температуры; б) повышении давления.

26. 
    _{К ак необходимо изменить температуру, давление и концентрацию веществ, чтобы увеличить выход хлора в реакции: 4НСl(г) + О2}(г) 2Н₂О(г) + Cl₂(г), Н < 0?
    
27. 
    _{В ычислите константу равновесия и исходные концентрации йода и водорода в системе: Н2} + I₂ 2HI, если в состоянии равновесия концентрации веществ равны:
    

[I₂] = 0,025 моль/л; [Н₂] = 0,004 моль/л; [НI] = 0,35 моль/л. Ответ: K_равн = 5916, с(I₂) = 0,2 моль/л; c(Н₂) = 0,179 моль/л.

Теоретические вопросы к контрольной работе по модулю

«Основы химической термодинамики, химической кинетики и равновесия»

для студентов лечебного и педиатрического факультетов

1. 
   Основные понятия химической термодинамики:
   
   1. 
      Система, системы гомогенные и гетерогенные, системы открытые, закрытые и изолированные.
      
   2. 
      Параметры системы: интенсивные, экстенсивные, функции состояния.
      
   3. 
      Состояние системы равновесное, стационарное, переходное.
      
   4. 
      Термодинамические процессы: изобарические, изохорические, изотермические.
      
   5. 
      Внутренняя энергия, работа, теплота, связь между ними.
      
2. 
   I начало термодинамики: определение, математическое выражение для изолированных и закрытых систем, биологическое значение.
   
3. 
   Закон Гесса: формулировка, определение теплового эффекта реакции по энтальпиям образования и энтальпиям сгорания; значение для термохимических расчетов.
   
4. 
   Энтальпия реакции, процессы экзо- и эндотермические; стандартные энтальпии образования простых и сложных веществ. Энтальпия сгорания.
   
5. 
   Э нтропия: определение, смысловое значение, факторы, влияющие на ее величину; определение S в химических реакциях при с.у.
   
6. 
   II закон термодинамики: сущность, формулировка, математическое выражение для изолированных систем.
   
7. 
   Энергия Гиббса как обобщенная термодинамическая функция, ее применение для прогнозирования возможности и предела самопроизвольного протекания процессов.
   
8. 
   Особенности живых организмов как открытых систем: стационарное состояние, принцип И. Пригожина, поддержание состояния гомеостаза.
   
9. 
   Особенности биохимических процессов в организме: принцип энергетического сопряжения, многостадийность, обратимость.
   
10. 
    Основные понятия химической кинетики:
    
    1. 
       Реакции гомогенные, гетерогенные, математическое выражение скорости гомогенных и гетерогенных реакций, скорость средняя и истинная, единицы измерения, примеры;
       
    2. 
       Реакции простые и сложные: последовательные, параллельные, последовательно-параллельные, циклические, примеры.
       
    3. 
       Факторы, влияющие на скорость гомогенных реакций: природа, концентрация реагентов, температура, катализаторы.
       
    4. 
       Закон действующих масс, кинетические уравнения реакций, физический смысл константы скорости реакции.
       
    5. 
       Понятие о молекулярности и порядке реакции.
       
    6. 
       Энергия активации, ее значение, факторы, влияющие на величину энергии активации, связь с константой скорости реакции – уравнение Аррениуса.
       
11. 
    Катализ, катализаторы, ингибиторы, общие принципы катализа.
    
12. 
    Суть механизма гомогенного катализа, примеры. Понятие о кислотно-основном катализе.
    
13. 
    Особенности механизма гетерогенного катализа, примеры.
    
14. 
    Ферментативный катализ и его особенности: активность, специфичность, размер, необходимость определенных условий. Уравнение Михаэлиса – Ментен, его значение для кинетики ферментативных реакций.
    
15. 
    Химическое равновесие и его смещение, принцип Ле–Шателье и его аналог в природе – принцип адаптивных перестроек.
    
16. 
    К онстанта химического равновесия, способы ее выражения, факторы, влияющие на ее величину, связь с G, значение для характеристики обратимых процессов. Использование уравнения изотермы в термодинамических расчетах.
    

Экзаменационные вопросы по модулю

«Основы химической термодинамики, химической кинетики и равновесия»

для студентов лечебного и педиатрического факультетов

1. 
   Основные понятия химической термодинамики:
   
   • 
     система (определение, классификации);
     
   • 
     основные параметры системы;
     
   • 
     функции состояния системы (внутренняя энергия, энтальпия, энтропия и факторы, влияющие на ее величину, свободная энергия Гиббса);
     
   • 
     процессы, определение, классификации.
     
2. 
   I закон термодинамики для закрытых и изолированных систем, энтальпия химической реакции. Закон Гесса и следствия из него. Биологическая роль закона Гесса и I закона термодинамики.
   
3. 
   Термодинамические критерии самопроизвольного протекания процесса. II закон термодинамики, его значение. Особенности протекания биохимических процессов в живых организмах как открытых системах. Понятие о гомеостазе.
   
4. 
   Основные понятия химической кинетики:
   
   • 
     реакции (гомогенные, гетерогенные, простые, сложные, обратимые и необратимые);
     
   • 
     скорость реакции (средняя, истинная);
     
   • 
     константа скорости химической реакции; - катализ, катализаторы, виды катализа.
     
5. 
   Скорость химических реакций. Факторы, влияющие на скорость гомогенных и гетерогенных реакций. Напишите кинетические уравнения для реакций:
   

2СО(г)+О₂(г) 2СО₂(г); Н₂(г)+S(тв.) H₂S(тв.);

СаСО₃(т) ^t СаО(т)+ СО₂(г) . Особенности кинетики сложных реакций. Понятие о молекулярности и порядке реакции. Примеры. Биологическая роль.

6. 
   Влияние температуры на скорость реакции. Особенности для биохимических процессов. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса. Энергия активации.
   
7. 
   Закон действующих масс для обратимых процессов. Константа химического равновесия, ее значение. Связь K_равн. с изменением энергии Гиббса обратимого процесса.
   
8. 
   Общие принципы катализа. Понятие о механизме гомогенного и гетерогенного катализа. Примеры.
   
9. 
   Особенности ферментативного катализа.
   

Экзаменационные вопросы по модулю

«Основы химической термодинамики, химической кинетики и равновесия»

для студентов стоматологического факультета

1. 
   Энергетическая характеристика систем и процессов. Основные понятия: внутренняя энергия, теплота, работа, энтальпия химической реакции, стандартные энтальпии сгорания и образования.
   
2. 
   I закон термодинамики, его применение к изолированным и закрытым системам. Закон Гесса и следствия из него, значение, применение в термохимических расчетах.
   
3. 
   Термодинамические критерии самопроизвольного протекания процесса. Понятие об энтропии системы, энергии Гиббса. II закон термодинамики для изолированных систем. Общая формулировка II закона термодинамики для любых систем.
   
4. 
   Представление об особенностях протекания биохимических процессов в живых организмах. Понятие о гомеостазе.
   
5. 
   С корость химических реакций. Определение, математическое выражение. Факторы, влияющие на скорость гомогенных и гетерогенных реакций. Напишите кинетические уравнения для реакций: СО(г) + О₂(г) СО₂(г); Н₂(г) + S(тв) H₂S(г)
   
6. 
   Влияние температуры на скорость реакции, особенности для биохимических процессов. Правило Вант-Гоффа. Понятие об энергии активации, ее роли в осуществлении химических реакций. Значение уравнения Аррениуса для характеристики скорости протекания химических реакций.
   
7. 
   Понятие о катализе. Виды катализа. Особенности ферментативного катализа.
   
8. 
   Химическое равновесие, принцип Ле Шателье, его значение для характеристики смещения химического равновесия.
   
9. 
   Закон действующих масс для обратимых процессов. Связь K_равн. с изменением энергии Гиббса обратимого процесса. Роль K_равн для характеристики обратимых процессов.
   

Экзаменационные вопросы по модулю

«Основы химической термодинамики, химической кинетики и равновесия»

для студентов медико-профилактического факультета

1. 
   Термодинамическая система. Классификация и примеры термодинамических систем. Основные параметры системы. Термодинамические процессы.
   
2. 
   Энтальпия системы, стандартная энтальпия образования, сгорания. Энтальпия химической реакции. Закон Гесса и следствия из него.
   
3. 
   Сущность 1 начала термодинамики. Математическое выражение для закрытых и изолированных систем. Понятие о внутренней энергии, работе, теплоте.
   
4. 
   Энтропия системы. Факторы, влияющие на энтропию системы. Энтропия химической реакции. II закон термодинамики для изолированных систем.
   
5. 
   Энергия Гиббса. Термодинамические критерии самопроизвольного протекания процесса. Общая формулировка II закона термодинамики для любых систем.
   
6. 
   Особенности протекания биохимических процессов в живых организмах как открытых системах. Понятие о гомеостазе.
   
7. 
   С корость химических реакций. Факторы, влияющие на скорость гомогенных и гетерогенных реакций. Напишите кинетические уравнения для реакций: 2СО(г)+О₂(г) 2СО₂(г); Н₂(г)+S(тв.) H₂S(тв.).
   
8. 
   Влияние температуры на скорость реакции. Особенности для биохимических процессов. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса. Энергия активации.
   
9. 
   Понятие о катализе. Особенности ферментативного катализа.
   
10. 
    Закон действующих масс для обратимых процессов. Связь значения K_равн. с изменением энергии Гиббса обратимого процесса.
    

В экзаменационные вопросы также включены задачи и упражнения, которые являются вариативной частью и ежегодно меняются.