|
Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии |
|
|
Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии |
Глава 1 Химическая термодинамика.Стр 1 из 4Следующая ⇒
Министерства здравоохранения и социального развития Российской Федерации
Химическая термодинамика
Киров 2011 ББК 28 072 я 73 УДК 546
Печатается по решению редакционно-издательского совета Кировской государственной медицинской академии (протокол № 9 от 16 мая 2011 г.)
Химическая термодинамика. Учебно-методическое пособие для внеаудиторной и самостоятельной работы студентов. /Сост. Власова Л.В, Зобнина Н.Л./ – Киров. – КГМА. – 2011. – 32с.
Учебно-методическое пособие предназначено для внеаудиторной и самостоятельной работы студентов лечебного, педиатрического и стоматологического факультетов. Оно составлено в соответствии с программой Минздрава РФ. Пособие включает изложение теоретического материала с графическими схемами, систематизирующими его, примеры решения типовых задач, тестовые задания для самопроверки, расчётные задачи и справочные таблицы.
Рецензент: П. И. Цапок. – заведующий кафедрой биологической химии Кировской государственной медицинской академии, доктор медицинских наук, профессор.
©Власова Л.В, Зобнина Н.Л. 2011 ©ГОУ ВПО Кировская ГМА Минздравсоцразвития России, 2011 ОГЛАВЛЕНИЕ Предисловие. 4
Глава 1 Химическая термодинамика. Предмет и основные понятия термодинамики. . 5
Глава 2 Первое начало термодинамики. . 8 2.1 Первое начало термодинамики как закон сохранения энергии. 8 2.2 Первое начало термодинамики для химических реакций. 9 2.3 Закон Гесса и следствия из него. 10 2.4. Медико-биологическое значение первого начала термодинамики. 12
Глава 3 Второе начало термодинамики. 15 3.1. Самопроизвольные процессы.. 15 3.2. Энтропия. 16 3.3. Критерии самопроизвольных процессов в различных системах. 18 3.4. Энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал) 20 3.5. Принцип энергетического сопряжения. 22
Тестовые задания для самоконтроля. 24
Термодинамические константы веществ. . 31
Литература. 32
ПРЕДИСЛОВИЕ
Данное методическое пособие посвящено изложению основных положений учения о превращениях энергии при химических процессах. Эти знания необходимы будущему врачу для правильного представления об обмене энергии, протекающем в живом организме в результате разнообразных биохимических процессов. Законы превращения энергии одни и те же для неживой природы и для живых организмов и называется I и II началами термодинамики. Любые процессы, происходящие в окружающем мире, связаны с превращением энергии. Поэтому изучение всего курса общей химии в медицинских вузах начинается именно с раздела «Химическая термодинамика». В то же время, количество учебных часов, отведённых в программе на изучение этой непростой для понимания темы, явно недостаточно. Цель данного учебного пособия: обучение первокурсников правильной организации выполнения ими самостоятельной работы. Для лучшего усвоения основных закономерностей химических процессов в учебном пособии проведена систематизация теоретического материала в виде графологических структур, даны задачи с примерами решения, а также включён контрольно-обучающий раздел, состоящий из тестовых заданий и расчётных задач. Авторы надеются, что изучение данного материала поможет будущим врачам в усвоении курса общей химии. Недаром ещё М.В.Ломоносов (а он тоже был одним из основоположников термодинамики) говорил: «Медик без довольного познания химии совершенен быть не может».
ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ТЕРМОДИНАМИКИ
Что изучает: Основные законы Объект изучения - по фазовому составу: - по обмену с окружающей средой энергией и массой
Показатели, характеризующие состояние системы: Изменение параметра:
Переход системы в другое состояние Виды процессов по конечному результату
по неизменному параметру:
Закон Гесса
  Энтальпия реакции зависит только от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути перехода, т.е. не зависит от числа промежуточных стадий.
Если вещества А и В превращаются в продукты С и Д. в одну или несколько стадий, то энтальпия этого перехода всегда одна и та же и равна Δ Н, которая для многостадийных реакций складывается из энтальпий отдельных стадий. Закон Гесса позволяет рассчитывать энтальпии таких процессов, которые невозможно осуществить. Пример 1. Рассчитать тепловой эффект реакции получения угарного газа окислением углерода, если известны энтальпии реакций
СО (Г) Δ Н1= Δ Н + Δ Н2 Δ Н = Δ Н1 – Δ Н2 = - 393 – (-282) = -111 кДж/моль Таким образом, с помощью закона Гесса можно рассчитать энтальпию реакции образования угарного газа (СО), которую нельзя экспериментально определить из-за быстрого одновременного образования углекислого газа.
1-е следствие из закона Гесса
Δ Н = - Δ Н (6) Первое следствие можно использовать для сравнения устойчивости веществ, например, лекарственных препаратов при хранении. Так, если для препаратов АВ и СД стандартные энтальпии их образования имеют следующие значения
то обратная реакция их разложения идёт с поглощением тепла. Для препарата СД требуется больше затрат энергии, следовательно, оно более устойчиво.
2-е следствие из закона Гесса (приведено ранее, уравнение 4) Энтальпия реакции равна сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.
Пример 2 Рассчитать энтальпию реакции
Решение Выпишем из таблицы значения стандартных энтальпий образования всех веществ (Δ Н°298) и запишем их под формулой каждого вещества в уравнении реакции
Δ Н°298, кДж/моль -84, 7 0 -74, 8 Используя уравнение (4), рассчитаем тепловой эффект данной реакции Δ Н°р-ии = 2Δ Н° (СН4) – [Δ Н° (С2Н6) + Δ Н° (Н2)] Δ Н°р-ии = 2∙ (-74, 8) – ( -84, 7 + 0) = - 64, 9 кДж /моль Ответ: Δ Н°р-ии < 0, реакция экзотермическая.
2.4. Медико-биологическое значение первого начала термодинамики Закон сохранения энергии для живых организмов можно сформулировать так:
НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ
Сущность:
Математическое выражение в общем виде:
В химических реакциях для разных систем:
Для различных процессов:
Основной закон термодинамики как следствие 1 начала ТД:
Следствия закона Гесса: Практическое использование 1 начала термодинамики
Характер реакции: Критерий:
Энергетическая ценность пищевых продуктов DН0 Глава 3 Второе начало термодинамики.
3.1. Самопроизвольные процессы Понятие «второе начало термодинамики» было введено в 1850г. Рудольфом Клаузиусом в связи с необходимостью решения вопросов, на которые не давало ответ первое начало термодинамики. Эти вопросы возникли из анализа работы тепловых двигателей, в которых необходимо было превратить теплоту в механическую энергию (максимальную работу). Согласно закону сохранения энергии – первому началу термодинамики – энергия должна превращаться из одного вида в другой в эквивалентных количествах. Однако опыт показывает, что в то время как все формы энергии (механическая, электрическая, лучистая, химическая) могут полностью превращаться
Приведена одна из нескольких формулировок второго начала термодинамики. Проиллюстрируем на примере работы двигателя внутреннего сгорания. В цилиндр впрыскивается топливная смесь, которая сжимается поршнем до высокого давления, после чего она воспламеняется. При сгорании смеси выделяется значительное количество теплоты в виде раскаленных и расширяющихся продуктов, давление которых толкает поршень. В идеальном случае вся эта теплота потратилась бы на совершение работы по движению поршня вверх и вниз. На самом деле такого не происходит. Во-первых, стенки цилиндра всегда нагреваются в результате горения рабочей смеси. Во-вторых, часть работы неизбежно уходит на преодоление силы трения. В-третьих, цилиндру нужно вернуться к исходной точке сжатия. В ходе всех перечисленных процессов часть выделившегося тепла никак не связано с превращением в «полезную» работу поршня, т.е. оно тратится «вхолостую. Ещё один пример. Согласно первому началу термодинамики возможны любые процессы, идущие без нарушения закона сохранения энергии. Например, тепло может самопроизвольно переходит как от горячего тела к холодному, так и от холодного к горячему (сколько одно тело отдаст тепла, столько получит другое). Однако из жизненного опыта мы знаем, что самопроизвольно тепло передается только от горячего тела к холодному, а не наоборот. Эта формулировка второго начала термодинамики принадлежит Р. Клаузиусу. Таким образом, приведённые примеры показывают, что второе начало термодинамики изучает возможность превращения энергии из одного вида в другой, т.е. возможность осуществления самопроизвольных процессов и глубину их протекания. Для химических реакций второе начало термодинамики изучает возможность ее самопроизвольного протекания. Самопроизвольными называют процессы, протекающие без постоянного подвода энергии извне Из двух взаимообратных процессов, если прямой протекает самопроизвольно, то обратный самопроизвольно протекать не может; для него требуется затрата энергии извне. Т.о. самопроизвольные процессы необратимы. Второе начало термодинамики утверждает, что природные и технологические процессы самопроизвольно могут протекать только в одном направлении, стремясь к состоянию равновесия. Примерами самопроизвольных процессов являются: а) горение топлива, в) испарение, б) расширение газа, г) растворение и др. Каков же критерий самопроизвольного протекания процессов и химических реакций, что является их движущей силой? На первый взгляд кажется, что самопроизвольно протекают процессы, идущие с выделением большого количества тепла, т.е. экзотермические, Δ Н < 0 (пример а)). Однако другие примеры показывают, что самопроизвольные процессы могут протекать и без тепловых эффектов Δ Н = 0 (пример б)) или даже с поглощением тепла, Δ Н > 0 (пример в)). В поисках критерия самопроизвольности протекания процесса появилась необходимость введения новой термодинамической функции, называемой энтропией. 3.2. Энтропия Энтропия (от греч en – «в» и tropia – «превращение», т.е. превращение в системе) обозначается символом S, Дж/моль∙ К Энтропия – термодинамическая функция, характеризующая неупорядоченность расположения частиц в системе в результате их теплового движения, это мера беспорядка в системе. Энтропия является характеристикой макросистем, состоящих из большого числа микрочастиц. Её физический смысл был раскрыт Людвигом Больцманом в 70-е годы Х1Х века.
Приведённые рисунки отражают некоторые возможные варианты расположения молекул в сосуде. При этом макросостояние системы будет оставаться неизменным и характеризоваться разными микросостояниями, где молекулы отличаются пространственным расположением, скоростью передвижения и т.д. Совокупность этих микросостояний стали называть «неупорядоченностью» или «беспорядком» в системе и характеризовать величиной энтропии. Число таких микросостояний Больцман назвал термодинамической вероятностью (W). Поскольку вероятность – достаточно большая величина, поэтому более удобно выражать ее через натуральный логарифм, отнесенный к 1 частице вещества (атом, молекула).
k – постоянная Больцмана Следовательно, энтропия – функция состояния системы, характеризующая неупорядоченность расположения её частей. Чем больше неупорядоченность, тем значение энтропии выше. Эта формула была приведена вместо эпитафии на памятнике Больцману ввиду её огромной значимости для науки. Факторы, влияющие на значение энтропии вещества 1. Агрегатное состояние. Самое низкое значение энтропии характерно для твердого состояния, в котором порядок расположения частиц наибольший. При переходе из твердого состояния в жидкое значительно увеличивается неупорядоченность и соответственно энтропия вещества. Наибольшее значение энтропии достигается в газообразном состоянии
Н2О (лёд) Н2О (ж) Н2О (пар) S°298 Дж/моль∙ К 39 70 189 Также растет энтропия при переходе вещества из кристаллического в аморфное состояние. Например, S°298 алмаза 2, 34 Дж/моль∙ К, а S°298 графита 5, 7 Дж/моль∙ К. 2.Увеличение числа атомов в молекуле и усложнение молекулы приводит к увеличению энтропии. Например, S°298 (О) = 161, S°298(О2) = 205, S°298(О3) = 238, 8 Дж/моль∙ К. 3. С увеличением температуры хаотичность движения частиц, а следовательно, и энтропия системы, возрастает. 4. Как правило, при повышении давления энтропия газов уменьшается. 5. Энтропия возрастает в реакциях, в ходе которых образуются газообразные и жидкие вещества из твёрдых, увеличивается число молекул. Если же в ходе реакции образуется сложное вещество, содержащее большее число атомов, то это приводит к упорядочению системы и, следовательно, к уменьшению энтропии. Поэтому можно оценить знак изменения энтропии в реакции, не прибегая к расчётам, как например, в реакции получения кислорода при разложении KClO3
Чтобы значения энтропии веществ были сопоставимы, их относят к стандартным условиям: Т = 298К (25°С), Р = 101325 Па и v(в-ва) = 1 моль. Энтропия вещества в этих условиях обозначается S°298 и называется абсолютной или стандартной энтропией. Обратите внимание, что в обозначении стандартной энтропии отсутствует знак Δ, в отличие от стандартной энтальпии образования вещества (Δ Н°298). Объясняется это тем, что для изменения энтальпии вещества не существует точки начала её отсчета и приходится пользоваться только лишь изменениями энтальпии. Для энтропии такая точка начала отсчёта существует – это точка абсолютного нуля.
НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ Сущность: Система: Критерии возможности самопроизвольного процесса:
Расчётное уравнение – объединённое уравнение 1 и 2 начал термодинамики: Название членов объединённого уравнения: и их характеристика:
Какую тенденцию отражает при самопроизвольном процессе Тестовые задания для самоконтроля
1. Химическая термодинамика изучает а) скорость протекания химических превращений и их механизм б) энергетические характеристики физических и химических процессов и способность химических систем выполнять полезную работу в) условия смещения химического равновесия г) влияние катализаторов на биохимическую реакцию.
2. К какому типу термодинамических систем принадлежит раствор, находящийся в запаянной ампуле, помещенной в термостат. а) изолированной в) закрытой б) открытой г) стационарной
3. К какому типу термодинамических систем принадлежит раствор, находящийся в запаянной ампуле? а) изолированной в) закрытой б) открытой г) стационарной
4. К какому типу термодинамических систем принадлежит живая клетка а) открытой в) изолированной б) закрытой г) равновесной
5. Функциями состояния системы называют величины, которые а) зависят только от начального и конечного состояния системы б) зависят от пути процесса в) зависят только от начального состояния системы г) зависят только от конечного состояния системы
6. Какие величины являются функциями состояния системы а) внутренняя энергия в) теплота д) энтропия б) работа г) энтальпия
7. Какие формы обмена энергией между системой и окружающей средой рассматривает термодинамика а) теплота в) химическая д) механическая б) работа г) электрическая е) ядерная и солнечная
8. Внутренняя энергия системы – это а) весь запас энергии системы, кроме потенциальной энергии положения и кинетической энергии системы в целом б) весь запас энергии системы в) весь запас энергии системы, кроме потенциальной энергии положения г) величина, характеризующая меру неупорядоченности расположения частиц системы
9. Первый закон термодинамики отражает связь между а) работой, теплотой и внутренней энергией б) свободной энергией Гиббса, энтальпией и энтропией системы в) работой и теплотой системы г) работой и внутренней энергией
10. Какое уравнение является математическим выражением первого начала термодинамики для изолированной системы? а) ∆ U = 0 б) ∆ U = Q - p•∆ V г) ∆ G = ∆ H - T•∆ S
11. Какое уравнение является математическим выражением первого начала термодинамики для закрытой системы а) ∆ U = 0 б) ∆ U = Q - p•∆ V г) ∆ G = ∆ H - T•∆ S д) ∆ S > 0
12. Энтальпия реакции – это а) количество теплоты, выделяющееся или поглощаемое в ходе реакции при постоянных давлении и температуре б) количество теплоты, выделяющееся или поглощаемое в ходе реакции при постоянных объеме и температуре в) величина, характеризующая возможность самопроизвольного протекания процесса г) величина, характеризующая меру неупорядоченности расположения и движения частиц системы
13.Тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном давлении и температуре, называется изменением а) внутренней энергии в) энтальпии д) свободной энергии б) нет верного ответа г) энтропии
14.При каких условиях теплота, получаемая системой из окружающей среды, равна изменению энтальпии системы а) при постоянном объеме в) при постоянной температуре б) при постоянном давлении г) ни при каких
15. Какие процессы являются экзотермическими а) для которых ∆ Н < 0 в) для которых ∆ Н > 0 б) для которых ∆ G < 0 г) для которых ∆ G > 0
16. Какой закон лежит в основе расчетов калорийности продуктов питания а) Вант-Гоффа в) Сеченова б) Гесса г) Рауля
17. При окислении каких веществ в условии организма выделяется большее количество энергии а) белков в) углеводов б) жиров г) углеводов и белков
18. Самопроизвольным называется процесс, который а) осуществляется без помощи катализатора б) сопровождается выделением энергии в) осуществляется без затраты энергии извне г) протекает быстро
19. Энтропия реакции – это а) количество теплоты, поглощаемое или выделяющееся в ходе реакции в изобарно-изотермических условиях б) количество теплоты, поглощаемое или выделяющееся в ходе реакции в изохорно-изотермических условиях в) величина, характеризующая возможность самопроизвольность протекания процесса г) величина, характеризующая меру неупорядоченности расположения и движения частиц системы.
20. В каком соотношении находятся энтропии трех агрегатных состояний одного и того же вещества а) Sг > Sж > Sтв в) Sж > Sг > Sтв б) Sтв > Sж > Sг г) агрегатное состояние не влияет на значение энтропии
21. Энтропия системы увеличивается при а) повышении давления в) переходе из жидкого состояния в твердое б) повышении температуры г) переходе из газообразного в жидкое состояние
22. В изолированной системе самопроизвольно протекает химическая реакция с образованием некоторого количества продукта. При этом энтропия такой системы а) увеличивается в) не изменяется б) уменьшается г) достигает минимального значения
23.При каких условиях изменение энтропии может быть равно работе процесса а) постоянные давление и температура б) постоянные объем и температура в) изменение энтропии никогда не равно работе г) в изотермических, при постоянном давлении и объеме.
24. Как изменится связанная энергия системы T•Δ S при нагревании и при её конденсации а) при нагревании растёт, при конденсации уменьшается б) при нагревании уменьшается, при конденсации растёт в) изменений не происходит г) при нагревании и конденсации растёт.
25. В изолированной системе все самопроизвольные процессы протекают в сторону увеличения беспорядка. Как при этом изменяется энтропия? а) не изменяется в) уменьшается б) увеличивается г) сначала увеличивается, а затем уменьшается
26. Как изменяется энтропия системы в обратимой реакции синтеза аммиака а) прямая реакция идет с уменьшением энтропии, обратная – с увеличением б) прямая реакции идет с увеличением энтропии, обратная – с уменьшением в) энтропия увеличивается для прямой и обратной реакции. г) энтропия в ходе процесса не изменяется
27. Максимальная полезная работа в химической реакции при постоянном давлении и температуре осуществляется за счет а) убыли энергии Гиббса в) увеличения энтальпии б) увеличения энтропии г) уменьшения энтропии
28. Какие условия необходимо соблюдать, чтобы максимальная работа в системе совершалась за счет убыли энергии Гиббса а) постоянный объем и температура б) постоянное давление и температура в) неизменные энтальпия и энтропия процесса г) постоянные объем и давление
29. Какими одновременно действующими факторами определяется направленность химического процесса а) энтальпийным и температурным в) энтропийным и температурным б) энтальпийным и энтропийным г) изменением энергии Гиббса и температуры
30. Самопроизвольный характер процесса лучше всего определять путем оценки изменения а) энтропии в) свободной энергии Гиббса б) энтальпии г) температуры
31. Максимальная полезная работа живым организмом в изобарно-изотермических условиях осуществляется за счет а) убыли энтальпии в) убыли энергии Гиббса б) увеличения энтропии г) увеличения энергии Гиббса
32.Эндергоническим называют процесс, в котором а) ∆ H < 0 в) ∆ H > 0 б) ∆ G < 0 г) ∆ G > 0
33. Экзергоническим называют процесс, в котором а) ∆ H < 0 в) ∆ H > 0 б) ∆ G < 0 г) ∆ G > 0
34. В изобарно-изотермических условиях в системе самопроизвольно осуществляются процессы, в результате которых энергия Гиббса а) не меняется в) уменьшается б) увеличивается г) достигает максимального значения
35. Для некоторой реакции в газовой фазе при постоянных давлении и температуре ∆ G > 0. В каком направлении эта реакция идет самопроизвольно? а) в прямом б) не может протекать при данных условиях в) в обратном направлении г) находится в состоянии равновесия
36. Для обратимых процессов изменение свободной энергии Гиббса а) всегда равно нулю б) всегда отрицательно в) всегда положительно г) положительно или отрицательно в зависимости от обстоятельств
37. Для необратимых процессов изменение свободной энергии а) всегда равно нулю б) всегда отрицательно в) всегда положительно г) положительно или отрицательно в зависимости от обстоятельств
38. Каков знак ∆ G процесса таяния льда при 263К? а) > 0 в) < 0 б) = 0 г) ≤ 0
39. Калорийность питательных веществ – энергия, которая а) выделяется при полном окислении 1г питательных веществ б) выделяется при полном окислении 1моль питательных веществ в) необходима для полного окисления 1г питательных веществ г) необходима для полного окисления 1моль питательных веществ
40. При гидролизе любого пептида ∆ H< 0 ∆ S> 0. Будет ли данный процесс протекать самопроизвольно? а) будет, т.к. ∆ G > 0 в) будет, т.к. ∆ G < 0 б) не будет, т.к. ∆ G > 0 г) не будет, т.к. ∆ G < 0
41. Для процесса тепловой денатурации ферментов ∆ H> 0 и ∆ S> 0. Будет ли данный процесс протекать самопроизвольно? а) будет при высокой температуре, т.к. |T•∆ S |> |∆ H | б) будет при низкой температуре, т.к. |T•∆ S |< |∆ H | в) не будет, т.к. |T•∆ S |> |∆ H | г) не будет, т.к. |T•∆ S |< |∆ H |
42. Тепловая гидратация многих белков ∆ H< 0 ∆ S< 0. Будет ли данный процесс протекать самопроизвольно а) будет при низких температурах, т.к. |∆ H |> | T•∆ S | б) будет при низких температурах, т.к. |∆ H |< | T•∆ S | в) будет при высоких температурах, т.к. |∆ H |< | T•∆ S | г) не будет ни при каких температурах
43. Фотосинтез – образование глюкозы из углекислого газа и воды, ∆ H > 0 ∆ S< 0. Будет ли данный процесс протекать самопроизвольно а) не будет при любых температурах в) будет при высоких температурах б) будет при любых температурах г) будет при низких температурах.
44. Реакция 3H2(г) + N2(г) → 2NH3(г) проводится при 110°С. Какие из указанных величин сохраняются в ходе реакции а) объем в) энтальпия б) энтропия г) масса
а) в обратном б) в прямом в) состояние равновесия
а) в обратном б) в прямом в) состояние равновесия
47. Стандартная энтальпия образования сахарозы составляет – 2222кДж/моль. Какое уравнение отражает полученное значение.
Расчетные задачи
1. Приведите уравнения реакций, чьи тепловые эффекты являются стандартными энтальпиями образования: а) этилена; б) оксида углерода (II).
2. Используя табличные данные, рассчитайте тепловой эффект следующих реакций и определите, являются они экзо- или эндотермическими.
(если ∆ Н°(О3) = 142 кДж/моль) г) ферментативное окисление этанола пероксидом водорода в присутствии
3. Теплота растворения бромида калия равна 17кДж/моль. Какое количество теплоты поглотится при растворении 23, 8г бромида калия?
4. Используя графическую схему закона Гесса, решите задачи. а) в организме человека этанол окисляется в две стадии: до уксусного альдегида (∆ Н° = -256кДж/моль), а затем до уксусной кислоты (∆ Н° = - 237кДж/моль). Рассчитайте тепловой эффект одностадийного окисления этанола до уксусной кислоты. б) энтальпия растворения безводного сульфата натрия равна -2, 3кДж/моль, а глауберовой соли (кристаллогидрата сульфата натрия) равна -78, 6кДж/моль. Рассчитайте энтальпию гидратации сульфата натрия.
5. Кубик сахара имеет массу 1, 5г. Какова калорийность 2 кубиков рафинада.
7. При сгорании топлива образуется большое количество оксида серы (IV). Возможно ли самопроизвольное окисление его до оксида серы (VI) в стандартных условиях?
8. Оксид азота (I) применяется в медицине как наркотическое средство. Определите, будет ли он в стандартных условиях окисляться кислородом воздуха до оксида азота (II).
9. ∆ Н° гидратации яичного альбумина при 25°С равна -6, 58кДж/моль, ∆ S° = - 9, 5 Дж/моль·К. Оцените возможность протекания реакции.
10. Определите возможность самопроизвольного протекания следующих реакций в заданных условиях. Какой фактор способствует протеканию?
12. Рассчитайте калорийность продуктов питания.
КЛЮЧ К ТЕСТУ
Литература
1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: учебник для медицинских вузов./ Ю.А.Ершов, В.А.Попков, А.С.Берлянд и др.. - Под ред. - Ю.А.Ершова. - М.: Высшая школа. – 2007
2. Слесарев В.И. Химия. Основы химии живого.- СПб.: Химиздат - 2000.
3. Пузаков С.А. Сборник задач и упражнений по общей химии: Учебное пособие. – М., Высшая школа, 2004. – 225с.
Популярное: |
Последнее изменение этой страницы: 2016-08-24; Просмотров: 3076; Нарушение авторского права страницы
Δ Н= Δ Н1+ Δ Н2+ … Δ Нi (5)
С(Т) + О2 (Г) СО2 (Г) Δ Н1 = -393 кДж
2СО (Г) + О2 (Г) 2СО2 (Г) Δ Н2 = -282 кДж
С(Т) + О2 (Г) СО2 (Г)
Энтальпия прямой реакции равна энтальпии обратной реакции с противоположным знаком. 
А + В АВ Δ Н°298 (АВ) = -100 кДж/моль
С + Д СД Δ Н°298 (СД) = -300 кДж/моль, 
Δ Н °р-ии = Σ i Δ Н°298 продуктов – Σ i Δ Н°298 исх. в-в
С2Н6 (Г) + Н2 (Г) 2СН4 (Г)
С2Н6 (Г) + Н2 (Г) 2СН4 (Г)
Например, пусть в замкнутом сосуде помещены 4 молекулы двухатомного газа при постоянных условиях. Молекулы будут принимать в пространстве различные положения, двигаться в разные стороны с различной скоростью.
S = k•lnW (7)
2KClO3 (ТВ) 2KCl (ТВ) + 3O2 (Г) Δ S > 0
45. Для реакции Н3РО4 + аденозин АДФ + Н2О ∆ G = 14кДж. В каком направлении он протекает самопроизвольно? 
46. Изобарно-изотермический потенциал ферментативной реакции в печени глюкозо-1-фосфат глюкозо-6-фосфат составляет -7, 5кДж. В каком направлении протекает реакция? 
а) С12Н22О11(Т) + 12 О2(Г) 12СО2(Г) + 11Н2О(Ж)
б) 12С(Т) + 11Н2О(Г) С12Н22О11(Т)
в) 12С(Т)+ 11Н2(Г) + 5, 5О2(Г) С12Н22О11(Т)
г) С12Н22О11(ж) С12Н22О11(т)
а) гидрирование ацетилена C2H2(г) + 2H2(г) C2H6(г)
б) горение метана CH4(г) + 2O2(г) 2H2O(г) + CO2(г)
каталазы C2H5OH(ж) + H2O2(ж) CH3COH(г) + 2H2O(ж)
д) образование метана C2H6(г) + H2(г) 2CH4(г)
6. В каком направлении идет реакция 2NO(г) + O2(г) NO2(г) в стандартных условиях? 
а) 4HCl(г) + O2(г) 2Cl2(г) + 2H2O(ж) при 37°С.
б) KClO3(тв) KCl(тв) + O2(г) при 40°С
в) NH4NO3(тв) N2O(г) + 2H2O(г) при 60°С
г) CO(г) + O2(г) CO2(г) при 37°С
11. При какой температуре в системе CO(г) + 2H2(г) CH3OH(ж) наступит равновесие.