Главная страница

Экзотермические реакции н кон


Скачать 173,03 Kb.
НазваниеЭкзотермические реакции н кон
АнкорKhimia_Bilety.docx
Дата03.08.2018
Размер173,03 Kb.
Формат файлаdocx
Имя файлаKhimia_Bilety.docx
ТипЗакон
#50517
страница1 из 4
Каталогid156619997

С этим файлом связано 36 файл(ов). Среди них: ТИФ.docx, Khronicheskoe_vospalenie.ppt.ppt, Chronic_CHF_and_acute_decompensated_ADHF_2018.pdf, Десмургия.docx, гигиена. лекции.doc, OTVETY_NA_PRAKT_NAVYKI.doc, Chetvertoe_universalnoe_opredelenie_infarkta_miokarda_2018_na_ru и ещё 26 файл(а).
Показать все связанные файлы
  1   2   3   4

1. Первое начало термодинамики (1842, Мейер) - всеобщий закон природы, закон сохранения и превращения энергии. Энергия не исчезает и не возникает из ничего а только превращается из одного вида в другой в строго эквивалентных соотношениях. В изолированной системе внутренняя энергия постоянна( дельта U = 0)

Энтальпия(Н) - сумма внутренней энергии системы и произвеения объема на давление. Это ТД функция, характеризующая энергетическое состояние системы при изобарно-изотермических условиях. Являтся экстенсивным параметром, зависит от количества вещества, температуры, давления, но не от пути прохождения реакции(закон Гесса)

Стандартная энтальпия образования простых веществ = 0. Энтальпия реакции равна разности исходных веществ из продуктов реакции. Н прямой реакции равна обратной но с противоположным знаком.

Экзотермические реакции - Н кон. < Н нач. (дельта Н < 0): СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О + энергия (свет, тепло); СаО + Н2О = Са(ОН)2 + энергия (тепло)

CaCО3 = Cao+CO2 - эндотермическая реакция.

2. Энтропия - ТД функция, характеризующая меру неупорядоченности системы, т.е. неоднородности расположения и движения частиц в ней. S = Q/T (Дж/(моль*К). Экстенсивное свойство (Sкон. - Sнач.). Зависит от агрегатного состояния(газ - жидкость - твердое тело), от аллотропной формы(графит - алмаз) от температуры(возрастает неупорядоченность движения частиц). Стандартная энтропия простых веществ НЕ равна нулю.

Самопроизвольный процесс совершается в системе без затрат работы извне и который уменьшает работоспособность системы после своего завершения, следовательно, система переходит из менее в более устойчивое состояние.

3. Стационарное состояние - постоянство свойств во времени, поддерживающееся за счет непрерывного обмена веществом, энергией и информацией между системой и окр. средой. (характерно для живого организма)

Равновесное состояние - постоянство всех свойств во времени в любой точке сисетмы и отсутствие потоков вещества и энергии в ней.

Переходное состояние - переход системы из одного равновесного состояния в другое. Изменение свойств во времени.

Процесс - переход системы, сопровождающийся необратимым или обратимым изменением хотя бы одного параметра, характеризующего данную систему.

4. Процессы, при которых энергия в системе уменьшается, а энтропия возрастает, протекают самопроизвольно.

Энергия Гиббса(свободная энергия)- учитывает энергетику и неупорядоченность системы при изобарно-изотермических условиях. Та часть энтальпии системы, которая может быть переведена в работу. (Gкон. - Gнач.). Равна нулю для образования простых веществ. дельтаG = дельтаH - T*дельтаS.

В системе при постоянной температуре и давлении могут происходить только те процессы, при котрых энергия Гиббса уменьшается.

Экзергонические реакции - биохимические реакции, опровождающиеся ументшением энергии Гиббса. Могут совершаться самопроизвольно.

Эндергонические реакции - БХ реакции, при которых нергия Гиббса увеличивается. Невозможны без подвода энергии извне.(фотосинтез).

В живых системах эндергонические реакции происходят за счет сопряжения с экзергоническими. Это возможно, если обе реакции имеют какое-либо общее промежуточное соединение.

5. Химическре равновесие - стремление биохимических реакций достичь динамического равновесия, так как оно поддерживается вследствие протекания реакций в двух противоположных направлениях с одинаковыми скоростями( при этом энергия Гиббса минимальна, отсутствуют изменения величин параметров и функций состояния системы). Даная реакция самопроизвольна, в большинстве случаев обратима.

В открытой системе в стационарном состонии прирост энтропии принимает минимальное значение, рассеяние энергии Гиббса минимально.

Самопроизвольному протеканию реакции способствует энтропийный фактор, отрицательное значение изменения энергии Гиббса, т.е. при высоких температурах(тепловая денатурация белков).

И наоборот - для эндергонических реакций характерен энтальпийный фактор, достаточно низкие температуры(гидратация белков).

6. Гомогенные реакции не содержат поверхности раздела между реагентами, поэтому их взаимодействие протекает по всему объему.

Скорость химической реакции определяется изменением концентрации реагирующих веществ в единицу времени. v= c кон. - c нач./ tкон - tнач = дельта c/дельта t

Истинная скорость характеризует скорость в данный момент времени( только положительна величина, определяется первой производной концентрации по времени dc/dt).

Средняя скорость - модуль по частному дельта c/ дельта t

На скорость гомогенной реакции влияет природа реагирующих веществ, концентрация реагентов, температура, наличие катализатора.

7. Правило Вант-Гоффа - с увеличением температуры на каждые 10 градусов скорость реакции возрастает в 2-4 раза( 7-9 для ферментативных реакций).

γ-температурный коэффициент скорости реакции.

Физический смысл величины γ заключается в том, что он показывает, во сколько раз изменяется скорость реакции при изменении температуры на каждые 10 градусов.

Cкорость реакции и константа скорости химической реакции прямопропорциональны.

8. Энергия активации - минимальная энергия взаимодействующих частиц, достаточная для вступления их в химическую реакцию (кДж/моль). Характеризует э7ергетический барьер, преодоление которого частицами приводит к образованию новых частиц. Зависит от природы реагирующих частиц, пути прохождения реакции, НЕ зависит от температуры.

Если доля активных молекул превыщает 10^-7, то реакция протекает практически мгновенно, а если меньше 10^-18, то при данных условиях реакция практически не идет.

При повышении температуры реакции за счет величения энергии системы резко возрастает число активынх частиц, скорость реакции увеличивается.

Теория активных соударений: реакционноспособны только те молекулы, которые находятся в особом активном состоянии; активные молекулы образуются в результате протекания обратимого процесса поглощения энергии; обращаются в активные молекулы со скоростью, не зависящей от температуры; влияие температуры на скорость реакциии сводится к смещению равновесия между обычными и активными молекулами в сторону последних.

9. Уравнения Аррениуса: dlnk/dT = Ea/RT^2

Ea = -RT ln(k/A), где к - константа скорости реакции, А - фактор частоты для реакции, R - газовая постоянная, Т - температура в Кельвинах. (+ определения из 8 вопроса)

10. Катализатор - вещество, участвующее в реакции и увеличивающее ее скорость, но остающееся в результате неизменным. В присутствии катализатора реакция протекает по пути с меньшими значениями энергии активации, что и привожит к увеличению ее скорости. Катализатор также может способствовать опеределенной ориентации молекул в пространстве, увеличивать энтропию. На самом деле катализатор увеличивает скорость и обратной, и прямой реакции, способствуя установлению равновесия.

Ингибиторы препятствуют обычному протеканию реакции, вступая во взаимодействие с каким-либо промежуточным веществом.

Гомогенный катализ - катализатор и реакционная смесь находятся в одной фазе. Скорость пропорциональна количеству катализатора(омыление сложных эфиров) H2О2 + I → H2О + IO; H2О2 + IO → H2О + О2 + I

Гетерогенный катализ - катализатор обычно твердый, а реакция протекает на его поверхности. Скорость зависит от площади и состояния катализатора, т.к. реакция проходит на активных центрах(водный раствор пероксида водорода взаимодействует с оксидом марганца 4).

Положительный катализ - скорость растет, отрицательный - снижается.

11. Ферменты - белковые молекулы, которые катализируют химические реакции в живых системах. Каталиктической активностью обладают только активные центры молекулы. Имеется аллостерический центр, назначение которого состоит в распознавании субстрата и его размещении в активном центре.

Обладают каталитической эффективностью, высокой специфичностью, необходимыми определенными условиями(36-38 С, мягкая среда).

Общее между ферментами и неорганическими катализаторами:

1) Увеличивают скорость химических реакций, при этом сами не расходуются.

2) Ферменты и неорганические катализаторы ускоряют энергетически возможные реакции.

3) Энергия химической системы остается постоянной.

4) В ходе катализа направление реакции не изменяется.

Различия между ферментами и неорганическими катализаторами:

1) Скорость ферментативных реакций выше, чем реакций, катализируемых неорганическими катализаторами.

2) Ферменты обладают высокой специфичностью к субстрату.

3) Ферменты по своей химической природе белки, катализаторы - неорганика.

4) Ферменты работают только в опрделенном диапазоне температур (обычно в районе 37 град. С плюс/минус 2-3 град. С). , а скорость неорганического катализа возрастает в 2-4 раза при повышении температуры на каждые 10 град. С по линейной зависимости (правило Вант-Гоффа) .

5) Ферменты подвержены регуляции (есть активаторы и ингибиторы ферментов) , неорганические катализаторы работают нерегулируемо.

6) Ферменты обладают конформационной лабильностью - способностью к небольшим изменениям своей структуры за счет разрыва и образования новых слабых связей.

7) Ферментативные реакции протекают только в физиологических условиях, т. к. работают внутри клеток, тканей и организма (это определенные значения температуры, давления и рН).

12. (в картинках)







13. Для каждй ферментативной реакции промежуточной стадией является присоединение к активному центру фермента молекулы субстрата. Образование фермент-субстратного комплекса приводит к перераспределению электронов в молекуле субстрата, что уменьшает прочность разрываемых связей и приводит к уменьшению энергиии активации.

При данной концентрации фермента скорость зависит от концентрации субстрата. При низких концентрациях субстрата реакция имеет первый порядок о субстрату, а при высоких - нулевой. Достижение реакцией предельной скорости объясняется наличием в среде определенной концентрации фермента и тем, что его активные центры заняты. Дальнейший рост концентрации субстрата уже не будет вызывать изменения фермент-субстратного комплеса в системе.

k1 k2





E + S <=> (ES) -> E + P, где

k-1 - константы скоростей прямой и обратной реакций образования фермент-субстратного комплекса; k2 - константа скорости образования продукта.

14. Теория Дебая-Хюккеля - каждый ион действием своего эл. заряда поляризует окружение и образует вокруг себя некоторое преобразование ионов противоположного знака(ионная атмосфера).

Активность компонентов раствора - эффективная концентрация компонентов с учетом различных взаимодействий между ними в р-ре, т.е. с учетом отклонения поведения системной модели идеального раствора.

Отношение активности к общей концентрации вещества в растворе называется коэффициентом активности



Коэффициент активности служит мерой отклонения поведения раствора (или компонента раствора) от идеального. Отклонения от идеальности могут быть обусловлены различными химическими и физическими причинами — дипольные взаимодействия, поляризация, образование водородных связей, ассоциация, диссоциация, сольватация и др.

15. Изотонический раствор - растворы имеют одинаковое осмотическое давление, между ними происходит равновесный обмен растворителем. В медицине используются расторы 0,9% хлорида натрия(внутривенно для повышения кровяного давления после кровопотерь, для возмещения потерянной жидкости при обезвоживании), 5% раствор глюкозы.

Гипертонический раствор - с большим осмотическим давлением. Использются 3-10% расторы хлорида натрия при лечении гнойных ран, при легочных и желудочных кровотечениях для усиления мочеотделения, для промывания желудка и в виде клизмы.

Гипотонический раствор - с меньшим осмотическим давлением. Используют для ликвидации обезвоживания.

Гипертонический раствор всасывает растворитель гипотонического раствора, стремясь выровнять концентрации вещества путем перерапределения растворителя между контактирующими растворами.

16. Осмос - самопроизвольная диффузия молекул растворителя сквозь мембрну с избирательной проницаемостью. Не зависит от природы растворенного вещества, а только от числа частиц в растворе и от температуры.

Осмотическое давление - избыточное гидростатическое давление, возникающее в результате осмоса и приводящее к выравниванию скоростей взаимного проникновения молекул растворителя сквозь мембрану с избирательной проницаемостью. Для учета межмолекулярных взаимодействий в реальных растворах было предложено использовать изотонический коэффициент, который для растворов неэлектролитов i=1, а для растворов электролитов i > 1(максимальное значение равно числу ионов в его молекуле)

Pосм. = cRT

i — изотонический коэффициент раствора; C — молярная концентрация раствора, выраженная через комбинацию основных единиц СИ, то есть, в моль/м3, а не в привычных моль/л; R — универсальная газовая постоянная; T — термодинамическая температура раствора.

(Онкотическое давление – осмотическое давление, создаваемое за счет наличия белков в биожидкостях организма.)

17. Коллигативные свойства – не зависящие от природы частиц свойства, а зависящие только от концентрации частиц в растворе.

Коллигативными свойствами разбавленных растворов являются: скорость диффузии, осмотическое давление, давление насыщенного пара растворителя над раствором, температура кристаллизации раствора, температура кипения.

Закон Рауля(1886) – при постоянной температуре относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над идеальным раствором нелетучего вещества равно молярной доле растворенного вещества. (p0 – p)/p0 =I n/(n+N)

N – число молей растворителя; n – число молей нелетучего вещества.

Этот закон соблюдается только в идеальных растворах. Растворы, компоненты которых существенно различаются по физическим и химическим свойствам, подчиняются закону Рауля лишь в области очень малых концентраций; при больших концентрациях наблюдаются отклонения от закона Рауля.

Второй закон Рауля(следствия) –

1)
  1   2   3   4

перейти в каталог файлов
связь с админом