В изолированных системах самопроизвольно могут со­вершаться только такие необратимые процессы, при которых энтропия системы возрастает (DS > 0).

Для неизолированных систем нужно учитывать не только изменение энтропии, но и изменение энергии. Поэтому необхо­димо рассматривать две тенденции, определяющие направление самопроизвольно протекающих процессов:

- стремление системы, к достижению минимума энергии;

- стремление системы к максимуму энтропии, то есть к неупорядоченности.

Процессы, при которых энергия в системе уменьшается, а энтропия возрастает, протекают самопроизвольно. Самопроиз­вольность других процессов зависит от того, какая из этих двух тенденций - энергетическая или энтропийная - окажется более эффективной, какая из этих противоборствующих тенденций получит перевес над другой. В этом проявляется противоречи­вость материального мира.

Для однозначной формулировки условий протекания само­произвольных процессов в любых системах необходимо введена ещё одна термодинамическая функция, которая характеризует бы одновременно и энергетику, и неупорядоченность дан­ных систем. Впервые такую термодинамическую функцию ввёл Д. У. Гиббс, и в память об этом выдающемся американском учё­ном её назвали энергией Гиббса (G).

Энергия Гиббса. Биохимические реакции обычно происхо­дят при изобарно-изотермических условиях. В этих условиях энергетическое состояние системы характеризуется энтальпией, а мерой неупорядоченности системы будет произведение её эн­тропии и температуры. Функцией, учитывающей обе эти ха­рактеристики и противоположность в тенденции их изменения при самопроизвольных процессах, является энергия Гиббса:

G = Н -TS.

Энергия Гиббса является обобщённой термодинамической функцией состояния системы, учитывающей энергетику и неупорядоченность системы, при изобарно-изотермичес­ких условиях.

Энергию Гиббса называют также изобарно-изотермическим потенциалом или свободной энергией.

Подобно другим термодинамическим параметрам и функ­циям, характеризующим состояние системы, изменение энер­гии Гиббса в результате любого процесса определяется только конечным и начальным состоянием системы, независимо от пу­ти процесса:

DG = G_кон - G_нач

Для полной энергетической характеристики вещества при стандартных условиях используют стандартную энергию Гиббса образования вещества DG⁰, значение которой дано в справочной литературе. Для простых веществ в термодинамически устой­чивой форме стандартная энергия Гиббса их образования ус­ловно принята равной нулю.

Изменение энергии Гиббса в результате химической реак­ции при стандартных условиях вычисляют по уравнению:

где DG_j(Y_j), DG_i(X_i) - стандартные энергии Гиббса продуктов реакции Yj и исходных веществ X_i;

Vj и V_i - соответствующие стехиометрические коэффициенты в уравнении химической реакции.

Изменение энергии Гиббса для биохимических процессов в условиях, отличных от стандартных, можно рассчитать на основе экспериментальных значений DН и DS для этих процессов по уравнению:

DG = DН - TDS,

где DН - характеризует полное изменение энергии системы при

р, Т = const и отражает стремление системы к минимуму энергии;

TDS - характеризует ту часть энергии, которую нельзя превратить в работу, и отражает стремление системы к максимуму неупорядоченности;

DG - характеризует ту часть энергии, которую можно превратить в работу, и является термодинамическим критерием возможности самопроиз­вольного протекания любых процессов при р, Т = const.

Соотношение между из­менениями важнейших термо­динамических параметров и функций, описывающими химические и биохимические процессы при р, Т = const, представлено в таблице на следующей схеме.

Второй закон термодинамики систем формули­руется следующим образом:

В системе при постоянной температуре и давлении са­мопроизвольно могут совершаться только такие процес­сы, в результате которых энергия Гиббса уменьшается, (DGкон.< DGнач,, или DG < 0).

Таким образом, в соответствии со 2-м законом термоди­намики самопроизвольно (DGр < 0) протекают все экзотермиче­ские реакции (DНр<0) при любой температуре, если они сопро­вождаются увеличением энтропии (DSp>0). Эндотермические реакции (DНр>0), сопровождающиеся уменьшением энтропии (DSp< 0), не могут протекать самопроизвольно при любой тем­пературе, так как в этих случаях DG_р > 0.

Биохимические реакции, сопровождающиеся уменьшением энергии Гиббса (DG_р < 0), называют экзэргоническими реак­циями, они могут совершаться самопроизвольно. Если в течение экзэргонической реакции энер­гия Гиббса только понижается, как показано на рис. 1, то та­кая реакция протекает самопроизвольно и не­обратимо. Чем больше значение энергии Гиббса биохимической системы в начальном состоянии по сравнению с её значени­ем в конечном состоянии, тем больше химическое сродство между реагентами в рассматри­ваемой системе, то есть их реакци­онная способность.

Рис.1. Изменение энергии Гиб­бса в закрытой системе

в необ­ратимых экзэргонических реакци­ях,

совершаемых самопроизвольно (р, Т = const)

Критерий DGp < 0 свиде­тельствует только о термодина­мической возможности протека­ния данного процесса и ничего не говорит о скорости процесса и необходимых условиях для его начала. Например, горение гра­фита:

С + O₂ СО₂

по законам термодинамики может происхо­дить в стандартных условиях, так как DG°_р = -393,5 кДж/моль. Но графит при 298 К с кислородом не реагирует, а чтобы реак­ция пошла, необходимо создать определённые условия (запал, катализатор) для увеличения её скорости.

Биохимические реакции, сопровождающиеся увеличением энер­гии Гиббса (рис. 2), называются эндэргоническими (DGp > 0), и они невозможны без внешнего подвода энергии. Для того чтобы подобная реакция происходила, надо постоянно подво­дить энергию.

Рис. 2. Изменение энергии Гиббса в закрытой системе

в необра­тимых эндэргонических реакциях (р, Т = const).

Например, процесс фотосинтеза в растениях идёт только под воздействием солнечной энергии:

6СО₂ + 6Н₂О C₆H₁₂O₆ + 6О₂; DG_p = +2870 кДж/моль.

В живых системах эндэргонические реакции происходят за счёт их сопряжения с экзэргоническими реакциями.

5. ПРИНЦИП ЭНЕРГЕТИЧЕСКОГО СОПРЯЖЕНИЯ БИОХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Живая клетка для своего существования нуждается в энер­гии. При этом некоторые клетки получают необходимую энергию в основном за счёт окисления продуктов питания, а для некоторых клеток источником энергии часто является солнечный свет. Полученная энер­гия переводится клетками обоих типов с довольно хорошим КПД (≈ 40 %) в химическую энергию за счёт синтеза в них аденозинтрифосфорной кислоты (АТФ):

АТФ выполняет функцию аккумулятора энергии, так как при его гидролизе (расщеплении водой), обра­зуются аденозиндифосфорная (АДФ) и фосфорная (Ф) кислоты и выделяется энергия. Поэтому АТФ называется макроэргическим соединением, а разрывающаяся при его гидролизе связь О—Р - макроэргической. Макроэргической связью называет­ся химическая связь, при гидролизе которой в выделяется значительная энергия:

АТФ + Н₂О ® АДФ + Ф DG_р = -30,5 кДж/моль;

АДФ + Н2О ® АМФ + Ф = -30,5 кДж/моль;

АТФ + 2Н₂О ® АМФ + 2Ф, = -61,0 кДж/моль.

Разрыв любой химической связи (в том числе и макроэр­гической) всегда требует затраты энергии. В случае же гидро­лиза АТФ кроме процесса разрыва связи между фосфатными группами, для которого DG > 0, происходят процессы гидрата­ции (присоединение воды), изомеризации и нейтрализации продуктов, образующихся при гидролизе. В результате этих процессов суммарное изменение энергии Гиббса имеет отрицательное значение. Сле­довательно, макроэргическим является не разрыв связи, а энер­гетический результат реакции гидролиза.

АТФ функционирует в клетках как проме­жуточный продукт, обеспечивающий организм энергией, необ­ходимой для протекания жизненно важных эндэргонических процессов: синтеза метаболитов (химическая работа), сокраще­ния мышц (механическая работа), переноса вещества через мем­браны против градиента концентрации (активный транспорт) и передачи информации (в частности, для передачи нервных им­пульсов).

Для протекания в живых системах эндэргониче­ских реакций (DGp > 0), необходимо, чтобы они были сопряжены с экзэргоническими реакциями (DGp < 0). Такое сопряжение воз­можно, если обе реакции имеют какое-либо общее промежуточ­ное соединение и на всех стадиях сопряжённых реакций суммар­ный процесс характеризуется отрицательным значением измене­ния энергии Гиббса ( Gconp. p 0). Например, синтез сахарозы является эндэргонической реакцией и самопроизвольно проис­ходить не может:

Глюкоза + Фруктоза → Сахароза + Н₂О; = +20,9 кДж/моль

Однако сопряжение этой реакции с экзэргонической реакцией гидролиза АТФ, сопровождающееся образованием общего про­межуточного соединения глюкозо-1-фосфата, приводит к тому, что суммарный процесс имеет ∑DGp < 0:

АТФ + Глюкоза + Фруктоза → Сахароза + АДФ + Ф

DG°_р = -29,2 кДж/моль.

Наряду с АТФ в живых организмах имеются более эффек­тивные макроэргические фосфорилированные соединения, гид­ролиз которых сопровождается выделением большей энергии. Так, стандартная энергия Гиббса для гидролиза креатинфосфата, 3-фосфоглицерилфосфата и фосфоенолпирувата равна со­ответственно -43,1, -49,4 и -61,9 кДж/моль. С помощью этих соединений происходит синтез АТФ из АДФ, а АДФ из АМФ.

Таким образом, внутренним источником энергии в живых системах являются фосфорилированные соединения, при взаи­модействии которых с биосубстратами, включая воду, выделя­ется энергия. В результате сопряжения этих экзэргонических реакций с эндэргоническими реакциями обеспечивается протекание в клетке необходимых эндэргонических процессов.

6. ОСОБЕННОСТИ ТЕРМОДИНАМИКИ БИОХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ В РАВНОВЕСНЫХ И СТАЦИОНАРНЫХ СОСТОЯНИЯХ. ПОНЯТИЕ О ГОМЕОСТАЗЕ.

Отличительная особенность протекания обратимых биохимических реакций заключается в стремлении достичь динамического равновесия, так как это состояние возникает и поддерживается вследствие протекания реакций в двух противоположных направ­лениях с одинаковыми скоростями = . Такое состояние назы­вается химическим равновесием, которое охарактеризовано дальше, а сейчас рассмотрим, как изменяется энергия Гиббса системы, в которой устанавливается химическое равно­весие. В этом случае изменение энергии Гиббса в системе ха­рактеризуется наличием минимума, который соответствует со­стоянию химического равновесия (рис. 3, таблица). К равновесному состоянию возможен подход как со стороны исходных веществ (Δ < 0), так и со стороны продуктов реакции (∆ < 0).

При протекании обратимых реакций система самопроизвольно приходит к состоянию хи­мического равновесия, из которого она без внешне­го воздействия выйти не может, поскольку это тре­бует увеличения энергии Гиббса.

Рис.3. Изменение энергии Гиббса в закрытой

системе в обратимой химической ре­акции

(р, Т = const)

Химическое и биохимическое равновесное состояние сис­темы характеризуется:

- равенством скоростей прямой и обратной реакций ( = );

- энергетической выгодностью ( = min);

-отсутствием изменений величин параметров и функций состояния системы: концентрации реагентов, энтальпии, энтропии и энергии Гиббса(( = О) ( j = 0) ( Δ = 0) (ΔG =0)

Поскольку в состоянии химического равновесия система достигает минимально возможного значения энергии Гиббса, то реакция, которая приводит в данных условиях к состоянию равновесия, всегда протекает самопроизвольно. Благодаря этой особенности обратимых процессов большинство биохимических реакций, протекающих в организме, обратимы.

Другая особенность биохимических процессов, протекающих в организме, заключается в их многостадийности, так как ве­роятность обратимого протекания отдельной стадии значитель­но выше, чем всего процесса в целом (рис. 4). Это объясняет­ся тем, что разница между величинами (G_нач и G_кон для каждой отдельной стадии обычно невелика (| ΔGp | < 10 кДж/моль). Об­ратимость отдельных стадий биохимических процессов позволя­ет живому организму легко регулировать синтез тех или иных соединений в зависимости от потребности и тем самым поддер­живать стационарное состояние.

Стационарное состояние для живого организма характери­зуется постоянством его термодинамических величин и неиз­менностью во времени скоростей поступления и удаления ве­ществ и энергии. Несмотря на постоянство термодинамических величин, они не имеют равновесных значений в этом состоянии. Биологическое развитие организма возможно только в системе, находящейся в стационарном состоянии, но далёком от равнове­сия. Именно стационарное неравновесное состояние живой ма­терии позволяет ей опти­мизировать свои характе­ристики и эволюциониро­вать во времени.

Термодинамическая осо­бенность стационарного со­стояния открытых систем впервые сформулирована И. Р. Пригожиным. (1946 г.)*.

Рис. 4. Изменение энергии Гиббса в многостадийном биохимическом процессе

(р, Т = const)

В открытой системе в стационарном состоянии при­рост энтропии в единицу времени принимает ми­нимальное положительное значение ( ΔS / Δτ → min).

Поскольку энтропия является мерой деградации, или рас­сеяния энергии, принцип Пригожина приводит к важнейшему заключению: при стационарном состоянии рассеяние энергии Гиббса открытой системой оказывается минимальным.

Термодинамические особенности открытых систем, харак­терные для живого организма, объясняют его устойчивость, по­зволяющую ему в течение многих лет сохранять определённый уровень работоспособности, а также относительное постоянство внутренней среды, называемое в биологии гомеостазом.

Гомеостаз – относительное (!) динамическое постоянство состава и свойств внутренней среды организма, обуслав­ливающее устойчивость его физиологических функций.

В формировании и поддержании состояния гомеостаза боль­шую роль играет обратимость большинства биохимических про­цессов. Эти процессы всегда протекают самопроизвольно в на­правлении достижения равновесия, но, как правило, в орга­низме они его не достигают, а только приводят к достижению необходимого соотношения между конечными и исходными про­дуктами реакции, протекающей самопроизвольно при данных условиях. Это происходит или за счёт использования продуктов реакции, протекающей самопроизвольно, в других процессах, или за счёт изменения условий в данной системе. Так, система, приближающаяся к химическому равновесию, переносится ор­ганизмом в другие условия, при которых к состоянию химиче­ского равновесия приводит обратная реакция. На­пример, в лёгких, где концентрация кислорода большая, гемо­глобин крови соединяется с ним, но, не дос­тигнув состояния равновесия в насыщении кислородом, кровь переносится из лёгких к тканям, и там гемоглобин отдаёт О₂, поскольку при переходе от лёгких к тканям в крови из­меняются условия для процесса взаимодействия гемоглобина с кислородом. Другой пример: формирование и рост костной тка­ни происходит в одних клетках - остеобластах*, а её растворение - в других клетках - остеокластах**, в то же время ра­бота клеток обоих типов регулируется организмом, что позволя­ет ему поддерживать содержание костной ткани на определён­ном уровне.

Организм, таким образом, использует в своей жизнедеятель­ности обратимые биохимические процессы и их стремление к состоянию химического равновесия, но не допускает наступле­ния устойчивого во времени химического равновесия, так как это состояние приведёт к гибели организма. В то же время со­стояние гомеостаза поддерживается за счёт баланса, то есть необхо­димого соотношения между компонентами с противоположными (антагонистическими) свойствами. Так, в основе гомеостаза орга­низма находятся следующие химические и физико-химические балансы: кислотно-основный, окислительно-восстанови­тельный, металло-лигандный, гидрофилъно-липофильный, водно-электролитный. В литературе понятия "баланс" и "гомеостаз" часто исполь­зуются как синонимы.

Заключение

Основные положения, следующие из законов термодинамики:

- развитие системы происходит под влиянием двух тенден­ций - стремления к минимуму энергии и к максимуму энтро­пии;

- экзэргонические реакции в организме протекают самопро­извольно, так как ΔG_р < 0;

- эндэргонические реакции требуют подвода энергии, так как DGp > 0;

- состояние равновесия в обратимых процессах с позиции термодинамики характеризуется ∆ = 0 и является энергетически самым выгодным, так как = min;

- биологические системы в стационарном состоянии харак­теризуются Ds/Δτ → min, а в соответствии с законом сохранения S + I = const для живых систем должна быть справедлива зако­номерность Δ I/Δτ → max (в пределах соблюдения приведённого закона сохранения). При этом биологические системы организма далеки от состояния равновесия, что позволяет им оптимизиро­вать свои характеристики и эволюционировать во времени.

Законы биохимической термодинамики дают биологу, врачу и экологу ключ к пониманию энергетической стороны биохимических реакций в организме, процессов эмбриогенеза*, регенерации** и старения тканей, аналогичных процессов, проте­кающих в биосфере, а также дают возможность регулировать эти процессы осуществлением профилактических или исправляю­щих (лечебных) мероприятий.

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

Вариант 1

1. При сгорании 1 л ацетилена C₂H₂ выделяется 58,0 Дж теплоты. Можно ли, исходя из этих данных, вычислить стандартную энтальпию сгорания ацетилена ?

1. При каком соотношении ∆H и T∆S система находится в равновесии ?

Вариант 2

1. Вычислите тепловой эффект реакции восстановления 1 моля оксида железа (III) металлическим алюминием.

1. Не производя вычислений, определите знак изменения энтропии следующих процессов:

а) CO_2(к) → CO_2(г)

б) 2NH_3(г) → N_3(г) + 3H_2(г)

в) 2H₂S_(г) + 2O_2(г) = 2 SO_2(г) + 2H₂O_(ж)

г) 2CH₃OH_(г) + 3O_2(г) = 2CO_2(г) + 4H₂O_(г)

Вариант 3

1. Определите изменение энтальпии ∆H⁰ реакции:

CaO + CO₂ = CaCO₃

если при взаимодействии 140 г оксида кальция выделяется

393,5 кДж теплоты.

1. Почему при растворении в воде хлорида калия KCl энтропия увеличивается (∆S > 0), а при растворении газообразного CO₂ – уменьшается (∆S < 0) ?

Вариант 4

1. Что является признаком равновесия системы:

а) ∆H⁰ = 0 б) ∆G⁰ < 0 в) P = const г) ∆G⁰ = 0

1. Определите теплоту образования оксида азота (I), исходя из уравнений:

C + 2N₂O = CO₂ + 2N₂ ∆H⁰ = -556,9 кДж

C + O₂ = CO₂ ∆H⁰ = -393,7 кДж

Вариант 5

1. В каких случаях возможно самопроизвольное протекание химических реакций при стандартных условиях, если ∆H⁰ >> T∆S⁰:

а) ∆H⁰ > 0 , ∆S⁰ < 0 б) ∆H⁰ > 0 , ∆S⁰ < 0

в) ∆H⁰ < 0 , ∆S⁰ > 0 г) ∆H⁰ < 0 , ∆S⁰ < 0

1. Чем отличается термохимическая и термодинамическая системы знаков для тепловых эффектов процессов и почему ?

Вариант 6

1. Вычислите изменение энтальпии ∆H⁰ в процессе превращения диметилового эфира в этиловый спирт:

CH₃OCH_3(г) → CH₃CH₂OH_(г) ,

если

CH₃OCH_3(г) + 3O_2(г) = 2CO_2(г) + 3H₂O_(г) ∆H⁰ = -1454 кДж

CH₃CH₂OH_(г) + 3 O_2(г) = 2 CO_2(г) + 3 H₂O_(г) ∆H⁰ = -1402 кДж

Какое химическое соединение - простой эфир или спирт - более устойчиво ?

1. Определите константу равновесия реакции:

2NO_2(г) N₂O_4(ж)

протекающую при стандартных условиях.

Вариант 7

1. Может ли при стандартных условиях самопроизвольно протекать в прямом направлении реакция:

PtCl_2(к) + Cl_2(г) PtCl_4(к)

Как скажется повышение температуры на протекании этой реакции ?

1. Определите температуру термического разложения сульфида магния MgSO₄, если константа равновесия равна 1 (зависимостью ∆H⁰ и ∆S⁰ от температуры пренебречь).

Вариант 8

1. Исходя из теплот образования жидкой воды и водяного пара, определите теплоту испарения воды.

1. Рассчитайте температуру, при которой равновероятны оба направления реакции:

CuO_(к) + C_(гр) = Cu_(к) + CO_(г)

Вариант 9

1. Определите температуру, при которой константа равновесия реакции:

CaCO_3(к) CaO_(к) + CO₂

равна 1 (зависимостью ∆H⁰ и ∆S⁰, от температуры пренебречь).

1. Определите знак изменения энтропии в следующих реакциях:

а) CaO_(к) + CO_2(г) = CaCO_3(к) б) 4 Fe_(к) + 3 O_2(г) = 2 Fe₂O_3(к)

в) N₂O_4(г) = 2 NO_2(к) г) CaO _(к) + H ₂O _(ж) = Ca(OH)_2(к)

Вариант 10

1. Вычислите стандартную энтальпию образования метилового спирта, исходя из следующих данных:

H_2(г) + 1/2 O_2(г) = H₂O_(ж) ∆H⁰ = -285,8 кДж

C_(гр) + O_2(г) = CO_2(г) ∆H⁰ = -393,7 кДж

CH₃OH_(ж) + 3/2 O_2(г) = CO_2(г) + 2 H₂O_(ж) ∆H⁰ = -715,0 кДж

1. Может ли протекать реакция самопроизвольно, если изменение энтальпии при этом положительно, а изменение энтропии – отрицательно ?

Вариант 11

1. Теплота образования октана C₈H₁₈ равна 199,28 кДж/моль. Определите теплоту сгорания 1 кг октана. Образующуюся при сгорании воду считать жидкой.
2. Какую информацию о веществе можно получить, используя значение энергии Гиббса ?

Вариант 12

1. Рассчитайте термодинамические характеристики процесса термического разложения карбоната кальция.

1. Почему в формуле для вычисления ∆G перед энтропийным членом стоит знак минус ? Почему энтропийный фактор выражается произведением энтропии на температуру ?

Вариант 13

1. Какая масса гидроксида натрия при его нейтрализации хлороводородом по реакции:

NaOH_(к) + HCl_(г) = NaCl_(к) + H₂O_(ж)

выделяет 352,9 кДж теплоты ?

2. Рассчитайте температуру, при которой равновероятны оба направления реакции:

2 SO_2(г) + O_2(г) 2 SO_3(г)

Вариант 14

1. Рассчитайте, будет ли реакция:

Al₂SO₄)_3(k) = Al₂O_3(к) + 3SO_3(г)

экзо- или эндотермической.

1. Определите температуру термического разложения сульфата меди(II), при которого константа равновесия равна 1.

Вариант 15

1. Какой из оксидов Na₂O или MgO обладает наибольшим сродством к воде ? Ответ подтвердите вычислением ∆G⁰ реакций.

1. Определите, рассчитав DS, возможность протекания реакции:

2 C_(гр) + H_2(г) = C₂H_2(г)

Вариант 16

1. Определите теплоту сгорания алмаза, если стандартная теплота сгорания графита равна -393,51 кДж, а теплота фазового перехода C_{(графит)} → C_(алмаз) равна 1,88 кДж.

1. Зависит ли значение ∆H⁰ реакции от наличия в системе катализатора ? Ответ обоснуйте.

Вариант 17

1. Определите знаки ∆H⁰, ∆S⁰ и ∆G⁰ для реакции:

AB_(к) + B_2(г) = AB_3(гр),

протекающей при 298 К в прямом направлении.

Будет ли возрастать ∆G⁰ или убывать с ростом температуры ?

1. Для следующих реакций:

2Н_2(г) + О_2(г) = 2Н₂О_(г) (1)

Н_2(г) + 1/2О_2(г) = Н₂О_(г) (2)

2Н_(г) + О_2(г) = Н₂О_(г) (3)

укажите правильное соотношение стандартных изменений энтальпий:

а) ∆H⁰₂ < ∆H⁰₁ < ∆H⁰₃ б) ∆H⁰₂ > ∆H⁰₁ > ∆H⁰₃

Вариант 18

1. В каком из следующих случаев:

а) ∆H < 0 , ∆S > 0 б) ∆H < 0 , ∆S < 0 в) ∆H > 0 , ∆S > 0

реакция возможна при любых температурах ?

Ответ обоснуйте.

1. Какой из оксидов – CuO или MgO – обладает наибольшим химическим сродством к серному ангидриду ?

Ответ подтвердите расчетом ∆G⁰ реакции.

Вариант 19

1. Сколько теплоты выделится при сгорании 20 кг ацетилена C₂H₂ при стандартных условиях ?

1. Если ∆H < 0 и ∆S < 0, то в каком из случаев:

а) ∆H > T ∆S б) ∆H < T ∆S

эта реакция может протекать самопроизвольно ?

Вариант 20

1. Теплоты растворения SrCl₂ и SrCl₂∙6H₂O составляют соответственно –47,7 и 31,0 кДж/моль. Вычислите теплоту гидратации SrCl₂.

1. При каком соотношении ∆H и T∆S протекает эндотермическая реакция ?

Вариант 21

1. Исходя из теплот реакций окисления оксида мышьяка:

As₂O₃ + O₂ = As₂O₅ ∆H⁰ = -271 кДж

3 As₂O₃ + 2 O₃ = 3 As₂O₅ ∆H⁰ = -1096 кДж

определите теплоту образования озона из молекулярного кислорода.

1. В каком из следующих случаев:

а) ∆H > 0 , ∆S > 0 б) ∆H > 0 , ∆S < 0 в) ∆H < 0 , ∆S < 0

реакция неосуществима при любых температурах ?

Ответ обоснуйте.

* in vitro – вне организма, буквально в стекле.

* Конечным продуктом азотистого обмена в организме в действи­тельности является не свободный азот, а такие продукты неполного сгорания, как мочевая кислота, мочевина, аммонийные соли, однако на практике принято вести расчёты, предполагая образование молекулярного азота.

* Пригожин Илья Романович – лауреат Нобелевской премии, бельгийский физик и физикохимик, один из создателей неравновесной термодинамики. Родился в Москве, вместе с родителями эмигрировал из России в 1920 г.

* Остеобласты (от греч. osteon – кость и blastos – росток, зародыш) – клетки, синтезирующие материал волокон и основного вещества костной ткани и регулирующие поток ионов Са²⁺ в очагах костеобразования.

** Остеокласты (от греч. osteon – кость и klao – ломаю, разбиваю) – костедробители, обычно многоядерные крупные клетки, разрушающие костную ткань.

* Эмбриогенез (от греч. embrion – зародыш животного и человека и genesis – происхождение) – зародышевое развитие.

** Регенерация (от позднелат. regeneration – возрождение, возобновление) – восстановление организмом утраченных или повреждённых органов и тканей. Термин предложен в 1712 г. Р. Ремюром.