Подготовка к занятию 2. Термодинамика химических процессов. Термохимия

• Название: Термодинамика химических процессов. Термохимия
• Анкор: Подготовка к занятию 2
• Дата: 18.12.2021
• Размер: 231 Kb.
• Имя файла: Пodgotovka k zanyatiyu 2 .doc
• Тип: Закон; #308489
• страница: 1 из 3

Тема занятия.

ТЕРМОДИНАМИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ. ТЕРМОХИМИЯ.
I. Цель занятия:

Изучить и усвоить содержание основных понятий и сущности законов термодинамики, научиться на их основе выполнять различные термодинамические расчеты. Приобрести системные знания об энергетике химических реакций. Научиться применять на практических занятиях теоретический материал по термохимии при решении задач и для объяснения основных биохимических и химических процессов в организме с позиций термодинамики.

II. Исходный уровень знаний:

1. Умение составлять химические уравнения реакций со стехиометрическими коэффициентами.

2. Умение рассчитывать теплоты переходов веществ в различные агрегативные состояния.

3. Знание понятий потенциала ионизации атома и сродства к электрону.

4. Знание процессов растворения веществ и диссоциации электролитов в растворах.

III. После изучения темы студент должен

знать:

– общие понятия термохимии (тепловой эффект реакции, термохимические уравнения, законы термохимии);

– основные типы термохимических циклов и принципы их составления;

уметь:

– написать термохимическое уравнение реакции;

– рассчитывать тепловой эффект химической реакции, используя справочные данные (теплоты образования и теплоты сгорания веществ);

IV. Основные вопросы темы

1. 
   Химическая термодинамика как теоретическая основа биоэнергетики.
   
2. 
   Основные понятия термодинамики:
   

- интенсивные и экстенсивные параметры

- функция состояния.

- внутренняя энергия.

- работа и теплота

3. 
   Типы термодинамических систем:
   

- изолированные

- закрытые

- открытые

4. 
   Типы термодинамических процессов:
   

- изотермические

- изобарные

- изохорные

5. 
   Стандартное состояние.
   
6. 
   Первое начало термодинамики. Энтальпия. Стандартная энтальпия образования вещества, стандартная энтальпия сгорания вещества. Стандартная энтальпия реакции.
   
7. 
   Тепловой эффект химической реакции, знак теплового эффекта. Причины возникновения теплового эффекта реакции. Тепловой эффект химической реакции, протекающей при постоянном объеме или давлении.
   
8. 
   Закон Гесса
   
9. 
   Расчет тепловых эффектов химических реакций по теплотам образования и теплотам сгорания веществ.
   
10. 
    Применение первого начала термодинамики к биосистемам.
    
11. 
    Второе начало термодинамики. Обратимые и необратимые, в термодинамическом смысле, процессы. Энтропия. Энергия Гиббса. Прогнозирование направления самопроизвольно протекающих процессов в изолированной и закрытой системах. Роль энтальпийного и энтропийного факторов. Принцип энергетического сопряжения.
    
12. 
    Третье начало термодинамики
    
13. 
    Термодинамические условия равновесия. Стандартная энергия Гиббса образования вещества. Стандартная энергия Гиббса реакции. Примеры экзэргонических и эндэргонических процессов, протекающих в организме. Принцип энергетического сопряжения в живых организмах.
    
14. 
    Неравновесные процессы. Принцип Пригожина.
    
15. 
    Биоэнергетика.
    

V. Вопросы и задания для самоподготовки

(обязательное домашнее задание, выполняемое в отдельной тетради)

1. 
   Тепловой эффект химической реакций.
   
2. 
   Тепловой эффект изобарного и изохорного процесса.
   
3. 
   Законы термохимии.
   
4. 
   Теплоты образования и сгорания веществ. Стандартные условия.
   
5. 
   Термохимические циклы.
   
6. 
   Знак теплового эффекта эндо- и экзотермических реакций.
   
7. 
   В чем отличие энтальпии от теплоты реакции?
   
8. 
   Можно ли определить тепловой эффект реакции, которая в реальных условиях не протекает?
   
9. 
   Как определить теплоту образования сложного органического вещества?
   
10. 
    Почему теплота растворения соли может быть как больше, так и меньше нуля?
    
11. 
    Какие соли: безводные или кристаллогидраты – лучше использовать для получения охлаждающих смесей и почему?
    
12. 
    Изменение энергии Гиббса (при Т и Р const) равно Δ G = ΔН — Т∙Δ S . Условие самопроизвольного протекания процесса при любых условиях:
    

1) ΔН < 0; Δ S < 0; 2) ΔН > 0; Δ S > 0; 3) ΔН < 0; Δ S > 0; 4) ΔН > 0; Δ S < 0.

13. 
    Если энтальпия образования SO₂ равна - 297 кДж/моль, то количество теплоты, выделяемое при сгорании 16 г серы, равно____кДж.
    

1) 148,5; 2) 297; 3) 74,25; 4) 594.

14. 
    Если система находится в состоянии равновесия, то какое из следующих утверждений является верным:
    

1) ΔG = 0; 2) K = 1; 3) K > 1; 4) K < 1.

15. 
    В каком из следующих случаев реакция неосуществима при любых температурах?
    

1) ΔH>0; ΔS>0; 2) ΔH>0; ΔS< 0; 3) ΔH<0; ΔS< 0; 4) ΔH=0; ΔS= 0.

16. 
    В каком из следующих случаев реакция возможна при любых температурах?
    

1) ΔH<0; ΔS>0; 2) ΔH>0; ΔS< 0; 3) ΔH<0; ΔS< 0; 4) ΔH=0; ΔS= 0.

17. 
    Если ΔH<0 и ΔS< 0, то реакция может протекать самопроизвольно при:
    

1) [ΔH]>[T∙ΔS]; 2) любых соотношениях ΔH и T∙ΔS;

3) [ΔH]<[T∙ΔS]; 4) ΔH=0; ΔS= 0

18. 
    При каких значениях по знаку ΔH и ΔS и системе возможны только экзотермические процессы?
    

1) ΔH>0; ΔS>0; 2) ΔH<0; ΔS> 0; 3) ΔH<0; ΔS< 0; 4) ΔH=0; ΔS=0.

19. 
    Рассчитать, какое количество энергии выделится при сгорании 1 моль метилового спирта, если теплоты образования СН₃ОН, СО₂ и Н₂О равны соответственно 238.9; 394.9 и 286.6 кДж/моль. Вычислить теплоту образования сахарозы, если теплоты сгорания сахарозы, углерода и водорода равны соответственно 5648.4; 394.9 и 286.6 кДж/моль.
    

Ответы:

12	13	14	15	16	17	18	19	20
3	1	1	2	1	1	2	729,2 кДж.	– 2243 кДж/моль.

VI. Вопросы для самоконтроля (включены в коллоквиум и зачетное занятие)

1. 
   Какие процессы называют экзэргоническими?
   

1) ΔH< 0; 2) ΔG < 0; 3) ΔH> 0; 4) ΔG > 0.

2. 
   Какими одновременно действующими факторами определяется направленность химического процесса?
   

1) энтальпийным и температурным; 2) энтальпийным и энтропийным;

3) энтропийным и температурным; 4) энтропийным и давлением.

3. 
   Какой функции состояния соответствует максимальная беспорядочность распределения частиц?
   

1) энтальпия; 2) энтропия; 3) энергия Гиббса; 4) внутренняя энергия.

4. 
   В каком соотношении находится энтропии трех агрегатных состояний одного вещества: газа, жидкости, твердого тела:
   

1) S_(г) > S_(ж) >S_(тв) ; 2) S_(тв) > S_(ж) > S_(г); 3) S_(ж) > S_(тв) > S_(г) ; 4) S_(г) > S_(тв) > S_(ж).

5. 
   Энтропия системы возрастает при переходе вещества:
   

1) из кристаллического состояния в жидкое; 2) из газообразного в жидкое;

3) из жидкого в твердое; 4) при конденсации.

6. 
   Тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном давлении, называется изменением:
   

1) внутренней энергии; 2) энергии Гиббса; 3) энтальпии; 4) энтропии.

7. 
   Первый закон термодинамики отражает связь между:
   

1) работой, теплотой и внутренней энергией; 2) свободной энергией Гиббса и энталь-пией системы; 3) работой и тепловой энергией; 4) работой и внутренней энергией.

8. 
   Какое уравнение является математическим выражением первого закона термодинамика для закрытых систем?
   

1) ΔU = 0 2) ΔU = Q — p ∙ΔV 3) ΔG = ΔH — T∙ΔS 4) ΔS>0

9. 
   Внутренняя энергия изолированной системы является:
   1) постоянной; 2) переменной; 3) равна нулю; 4) уменьшается с ростом температуры?
   
10. 
    Процессы, протекающие при постоянном объеме, называются: 1) изобарическими; 2) изотермическими; 3) изохорическими; 4) изотермо-изобарическими
    
11. 
    К какому типу термодинамических систем принадлежит раствор, находящийся в запаянной ампуле, помещенной в термостат?
    

1) изолированной 2) открытой 3) закрытой 4) замкнутой

12. 
    К какому типу термодинамических систем принадлежит раствор, находящийся в запаянной ампуле?
    

1) изолированной 2) открытой 3) закрытой 4) замкнутой

13. 
    К какому типу термодинамических систем принадлежит живая клетка?
    

1) открытой 2) закрытой 3) изолированной 4) замкнутой

14. 
    При каких соотношениях ΔH и ΔS химический процесс находится в состоянии равновесия:
    

1) ΔH=T∙ΔS 2) ΔH>T∙ΔS 3) ΔH

15. 
    Какие процессы называют эндэргоническими?
    

1) ΔH< 0 2) ΔG < 0 3) ΔH> 0 4) ΔG > 0

16. 
    Уравнения реакций, протекание которых возможно в стандартных условиях, имеют вид:
    

1) C₆H₁₂O_6(т)=2C₂H₅OH_(ж) +2СО_2(г) ∆₂₉₈Н⁰=-68 кДж, ∆₂₉₈S⁰=538 Дж/К

2) C₂H₅OH_(ж)+CH₃COOH_(ж)=CH₃COOC₂H_5(ж)+H₂O_(ж) ∆₂₉₈Н⁰=68 кДж, ∆₂₉₈S⁰= -4 Дж/К

3) C₂H_4(г)+2О_2(г)=CO_2(г)+H₂O_(г) ∆₂₉₈Н⁰=-803 кДж, ∆₂₉₈S⁰= -4 Дж/К

4) 4NО_2(г)+2Н₂О_(ж)+О_2(г)=4HNО_3(ж)+Q ∆Н₂₉₈⁰=803 кДж, ∆S₂₉₈⁰=-538Дж/К

17. 
    Процесс перехода системы из одного состояния в другое при постоянном давлении называется
    

1) изобарным 2) изохорным 3) изотермическим  4) адиабатическим

18. 
    Уравнения реакций, для которых в изобарно-изотермических условиях ∆Н =∆U  имеют вид:
    

1) CO(г) + 2H₂(г) = CH₃OH(г); 2) 2CO(г) + О₂(г)= 2СО₂(г)

3) CO(г) + H₂O(г) = CO₂(г) +H₂ (г); 4) Fe₂O₃(т) + 3CO(г)= 2Fe(т) +3СО₂(г)

19. 
    Если для реакции NH₄NO₃(т) = N₂O(г) + 2H₂O(г) ∆Н₂₉₈⁰ = 124.2 кДж,
    ∆S₂₉₈⁰ = -186.7 Дж/К, то температура, при которой возможно ее протекание в прямом и обратном направлении, равна ____⁰С (зависимостью термодинамических функций от температуры пренебречь): 1) 0.665 2)  665 3) 392 4) 272.3
    
20. 
    Уравнение реакции, в которой для смещения равновесие в сторону продуктов необходимо увеличить температуру, имеет вид:
    

1) N₂(г) + 3H₂(г) ↔ 2NH₃(г) ∆Н₂₉₈⁰ <0

2) N₂(г) + O₂(г) ↔ 2NO(г) ∆Н₂₉₈⁰ >0

3) 4NO₂(г) + O₂(г) + 2H₂O(г) ↔ 4HNO₃(г) ∆Н₂₉₈⁰ <0

4) 2NO(г) + O₂ (г) ↔ 2NO₂(г) ∆Н₂₉₈⁰ <0

Ответы:

1	2	3	4	5	6	7	8	9	10
2	2	2	1	1	3	1	2	1	3
11	12	13	14	15	16	17	18	19	20
1	3	1	1	4	1,3	1	3,4	2	2

VII. Задания для самостоятельной работы на занятии

1. 
   Закон Гесса является следствием из:
   

1) из 1-го закона термодинамики; 2) 2-го закона термодинамики;

3) 3-го закона термодинамики; 4) 0-го закона термодинамики.

2. 
   Определить, возможна ли биохимическая реакция гликолиза: C₆H ₁₂О₆ (ж) ↔ 2С₃Н ₆О₃ (ж) при стандартных условиях если:
   

∆G⁰ (C₆H₁₂O_6(ж)) = - 917кДж/моль, ∆G⁰(CН₃СH(OH)СОOH_(ж)) = - 539 кДж/моль.

(Ответ: возможна, ∆G = -161 кДж/моль)

Сравните изменение стандартной энергии Гиббса для биохимических реак­ций окисления глюкозы при 25°С:

1) С₆Н₁₂О₆ (ж) = 2С₂Н₅ОН (ж) + 2СО₂ (г); 2) C₆H₁₂О₆ (ж) = 6СО₂ (г) + 6Н₂О (ж).

если:

∆G⁰ C₆H₁₂O₆(ж) = - 917 кДж/моль, ∆G⁰ C₂H₅OН(ж) = - 175 кДж/моль,

∆G⁰ CО₂(г) = - 394,4 кДж/моль, ∆G⁰ Н₂О(ж) = - 237 кДж/моль,

Какой процесс является более эффективным с точки зрения использования глюкозы?

1. 
   ∆G(1) = -221.8, ∆G(2) = -2871.4 ─ первый процесс более эффективен
   
2. 
   ∆G(1) = -221.8, ∆G(2) = -2871.4 ─ второй процесс более эффективен
   
3. 
   ∆G(1) = -2871.4, ∆G(2) = -221.8 ─ первый процесс более эффективен
   
4. 
   ∆G(1) = -2871.4, ∆G(2) = -221.8 ─ второй процесс более эффективен
   

3. 
   Вычислите тепловой эффект реакции С₆Н₁₂О₆(к) → 2С₂Н₅ОН(ж)+2СО₂(г) при стандартных условиях, если:
   

∆H °сгор (С₆Н₁₂О₆) = -2810 кДж/моль, ∆H °сгор (С₂Н₅ОН) = -1371кДж/моль

1) -68 кДж 2) +68 кДж 3) -76 кДж 4) +76 кДж

4. 
   Стандартная теплота растворения сульфата меди равна -66,5 кДж/моль стандартная теплота гидратации до пентагидрата равна 78,22 кДж/моль. Вычислите стандартную теплоту растворения пентагидрата.
   

1. 
   -11.72 кДж/моль; 2) -144.22 кДж/моль
   

3) +11.72 кДж/моль; 4) 144.22 кДж/моль

5. 
   Вычислите стандартную энергию Гиббса реакции гликолиза C₆H₁₂O₆(ж) → 2CН₃СH(OH)СОOH(ж), если:
   

∆G⁰ (C₆H₁₂O₆(ж)) = - 917кДж/моль, ∆G⁰(CН₃СH(OH)СОOH(ж)) = - 539 кДж/моль.

1) -161 кДж/моль 2) +161 кДж/моль 3) +378 кДж/моль 4) -378 кДж/моль

6. 
   Вычислите стандартную энтропию образования дипептида глицил-глицина, если: ∆S⁰ глицина(ж) = 158.6 Дж/моль∙К; ∆S⁰ глицил-глицина(ж) = 231,4 Дж/моль∙К;
   

∆S⁰ Н₂О(ж) = 231,4 Дж/моль∙К;

Благоприятствует ли энтропийный фактор протеканию этой реакции?

1) ∆S⁰ = -16, не благоприятствует, т.к. ∆S < 0; 2) ∆S° = +16, благоприятствует, т.к. ∆S > 0

3) ∆S° = -87, не благоприятствует, т.к.∆S< 0; 4) ∆S° = +87, благоприятствует, т.к. ∆S > 0

7. 
   Выделением или поглощением тепла сопровождается реакция каталитиче­ского окисления этанола в присутствии каталазы С₂Н₅ОН(ж) + Н₂О₂(ж) ↔ СН₃СНО (г) + 2Н₂О(ж), если:
   

∆H°обр. С₂Н₅ОН(ж) = - 278 кДж/моль; ∆H°обр. Н₂О₂(ж) = - 188 кДж/моль;

∆H°обр. СН₃СНО (г) = - 166 кДж/моль; ∆H°обр. Н₂О(ж) = - 286 кДж/моль;

1) ∆H°_(p-ции)= +272, реакция эндотермическая; 2) ∆H °_(р-ции)= -272, реакция экзотермическая

3) ∆H °_(р-ции)= -12, реакция эндотермическая; 4) ∆H °_(р-ции) = +12, реакция экзотермическая

8. 
   Энтальпии образования кристаллогидратов CuSO₄·5H₂O и Na₂CO₃·10Н₂О из безводных солей и воды составляют –77.8 и –92кДж/моль, а при растворении безводных солей в воде выделяется 66.1 и 25 кДж/моль соответственно. Рассчитать теплоты растворения кристаллогидратов, указать экзо- или эндотермическими являются процессы. (Ответ: 11.7 и 67 кДж/моль, процесс эндотермический.)
   
9. 
   Если энтальпия образования CO₂ равна - 393 кДж/ моль, тогда количество теплоты, выделяемое при сгорании 24 г углерода, равно:
   

1) 186.5 кДж 2) 393 кДж 3) 786 кДж 4) 98 .2 кДж

Ответы:

1	2	3	4	5	6	7	8	9	10
2	1	2	1	3	1	1	2	4	3

VIII. Лабораторные работы

1. 
   Определение теплового эффекта процесса растворения безводной соли.
   
2. 
   Определение стандартной энтальпии (теплоты) реакции нейтрализации.
   

IX. Темы докладов УИРС:

1. 
   Живой организм и термодинамика.
   
2. 
   Биоэнергетика процессов организма.
   
3. 
   Гликолиз: основные стадии с термохимической точки зрения.
   
4. 
   Калорийность пищевых продуктов, принципы составления диет и рационов.
   
5. 
   Практическое использование тепловых эффектов химических реакций: охлаждающие смеси и химическая грелка.
   
6. 
   АТФ - источник энергии в организме.
   

Х. Литература

1. 
   Лекции.
   
2. 
   Ершов Ю.А., Попков В.А. и другие. Общая химия. М. 2010, с.10-31.
   
3. 
   В.А.Попков, С.А.Пузаков Общая химия. Учебник для медицинских вузов, М, ГЭОТАР Медиа, 2010 г., с.150-180.
   
4. 
   Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебное пособие для студентов медицинских вузов (Ред. В.А.Попков).- М., 4 изд., 2013 г., с.55-61.
   
5. 
   Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. М.1989, с.6-54.