Студопедия

КАТЕГОРИИ:

АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника



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

Читайте также:
  1. C2 Покажите на трех примерах наличие многопартийной политической системы в современной России.
  2. II. Системы, развитие которых можно представить с помощью Универсальной Схемы Эволюции
  3. III. Требования к организации системы обращения с медицинскими отходами
  4. Non corpus solum aestimatur, sed potius quanti interfuit (D. 9.2.21.2). -Оценивается не столько врожденная вещь, сколько интерес.
  5. Oсoбеннoсти и прoблемы функциoнирoвaния вaлютнoй системы Республики Белaрусь
  6. Pr.). - Обязательство — это правовые узы, в силу которых мы связаны необходимостью что-либо исполнить в согласии с правом нашего государства.
  7. Quot;Наши взгляды как часы - все показывают разное время, но каждый верит только свои".
  8. VI. Проверить степень усвоения материала помогут следующие задачи.
  9. VI. Проверить степень усвоения материала помогут следующие задачи.
  10. VI. Проверить степень усвоения материала помогут следующие задачи.

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 = Gкон - Gнач

 

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 DGj(Yj), DGi(Xi) - стандартные энергии Гиббса продуктов реакции Yj и исходных веществ Xi;

Vj и Vi - 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 DGр > 0.

Биохимические реакции, сопровождающиеся уменьшением энергии Гиббса (DGр < 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; DGp = +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 DGр = -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 (Gнач и Gкон 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.

Гомеостазотносительное (!) 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 ΔGр < 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) CO2(к) → CO2(г)

б) 2NH3(г) → N3(г) + 3H2(г)

в) 2H2S(г) + 2O2(г) = 2 SO2(г) + 2H2O(ж)

г) 2CH3OH(г) + 3O2(г) = 2CO2(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:

 

CH3OCH3(г) → CH3CH2OH(г) ,

если

CH3OCH3(г) + 3O2(г) = 2CO2(г) + 3H2O(г) ∆H0 = -1454 кДж

CH3CH2OH(г) + 3 O2(г) = 2 CO2(г) + 3 H2O(г) ∆H0 = -1402 кДж

 

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

 

  1. Определите константу равновесия реакции:

 

2NO2(г) N2O4(ж)

 

протекающую при стандартных условиях.

 

Вариант 7

 

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

 

PtCl2(к) + Cl2(г) PtCl4(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:

CaCO3(к) CaO(к) + CO2

 

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

 

  1. Определите знак изменения энтропии в следующих реакциях:

 

а) CaO(к) + CO2(г) = CaCO3(к) б) 4 Fe(к) + 3 O2(г) = 2 Fe2O3(к)

в) N2O4(г) = 2 NO2(к) г) CaO (к) + H 2O (ж) = Ca(OH)2(к)

 

Вариант 10

 

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

 

H2(г) + 1/2 O2(г) = H2O(ж) ∆H0 = -285,8 кДж

C(гр) + O2(г) = CO2(г) ∆H0 = -393,7 кДж

CH3OH(ж) + 3/2 O2(г) = CO2(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 SO2(г) + O2(г) 2 SO3(г)

 

 

Вариант 14

  1. Рассчитайте, будет ли реакция:

 

Al2SO4)3(k) = Al2O3(к) + 3SO3(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) + H2(г) = C2H2(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) + B2(г) = AB3(гр),

 

протекающей при 298 К в прямом направлении.

Будет ли возрастать ∆G0 или убывать с ростом температуры ?

 

  1. Для следующих реакций:

 

2(г) + О2(г) = 2Н2О(г) (1)

Н2(г) + 1/2О2(г) = Н2О(г) (2)

(г) + О2(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.


Дата добавления: 2015-01-01; просмотров: 73; Нарушение авторских прав


<== предыдущая лекция | следующая лекция ==>
Энергия не исчезает и не возникает из ничего, а только превращается из одного вида в другой в строго эквива­лентных соотношениях. | Энергия не исчезает и не возникает из ничего, а только превращается из одного вида в другой в строго эквива­лентных соотношениях.
lektsii.com - Лекции.Ком - 2014-2019 год. (0.072 сек.) Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав
Главная страница Случайная страница Контакты