Тема: «Тепловые эффекты химических реакций. Направленность процессов. Кинетика биохимических реакций. Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье».

Дата: 2025-06-14; Просмотры: 1

Оценка:

0.00 из 5.00 — оценок

Скачиваний: 0

Скачать

1. Актуальность темы:

Все химические реакции сопровождаются выделением или поглощением теплоты, что объясняется разрывом одних химических связей в молекулах исходных веществ и образование других химических связей в молекулах продуктов реакций. Частью термодинамики является термохимия, которая изучает тепловые эффекты реакции.

Знание законов химической термодинамики, их использование при проведении термохимических расчетов дают возможность будущему врачу получить представление об энергетическом балансе человеческого организма, установить специфические особенности преобразования химической энергии в другие виды энергии в процессах жизнедеятельности, оценить калорийность потребляемой пищи, установить энергозатраты человека на выполнение различных видов труда. Умение составить меню диетического и лечебно-профилактического питания с использованием данных об энергетической ценности пищевых продуктов необходимо врачам-лечебникам, диетологам, гигиенистам для профилактики и лечения заболеваний, связанных с нарушением обмена веществ.

Результаты исследований кинетики биологических процессов находят применение в медицинской практике: изучение физико-химических механизмов возникновения патологических состояний; установление физико-химических, биохимических критериев отбора, направленного поиска фармакологически активных веществ; изучение динамики ферментативных процессов в норме и патологии; динамики роста злокачественных опухолей. Синтез многих лекарственных веществ, определение срока годности препаратов, изучение действия лекарств на молекулярном уровне основаны на использовании закономерностей химической кинетики. На основе кинетических представлений развивается современная область фармакологии – фармакокинетика, изучающая процессы, характеризующие распределение лекарственных препаратов в период полувыведения их из организма. Применение данных кинетических исследований позволяет врачу решать проблему оптимального назначения лекарства: дозировка, путь и периодичность введения.

1. Цель обучения:

Знать основные понятия и законы термодинамики, кинетики, определять тепловые эффекты реакций, определять скорость и порядок реакции, проводить термохимические расчеты по определению изменения энтальпии, энтропии, энергии Гиббса, определять возможность протекания реакций.

1. Вопросы для обсуждения:

1. Предмет и задачи термодинамики. Химическая термодинамика. Термодинамические системы, их классификация. Параметры и функции термодинамических систем.

2. Первое начало термодинамики. Внутренняя энергия. Энтальпия. Закон Гесса, следствия из него. Термохимия. Калориметрия.

3. Второе начало термодинамики. Энтропия. Направление самопроизвольного протекания реакции. Свободная энергия Гиббса, Гельмгольца.

4. Особенности живых организмов как термодинамических систем.

5. Химическая кинетика. Механизмы и скорость химических реакций. Гомогенные и гетерогенные реакции. Факторы, влияющие на скорость протекания реакции (природа реагирующих веществ, площадь поверхности, концентрация, температура, давление, энтропия активации, энергия активации, катализаторы).

6. Закон действия масс. Порядок реакции.

7. Зависимость скорости реакции от температуры. Уравнение Вант-Гоффа.

8. Катализ и катализаторы. Гомогенный и гетерогенный катализ. Понятие об обратимых и необратимых процессах.

9. Понятие о химическом равновесии. Константа химического равновесия. Принцип Ле-Шателье. Факторы смещения химического равновесия (температура, концентрация, давление).

10. Проявление принципа Ле-Шателье в живых организмах (сопряженные реакции).

1. Ситуационные задачи:

№	Эталоны ответов:
1.	В соответствии с первым следствием из закона Гесса: ΔНº р-ции = ∑ ΔНºобр.(прод. р-ции) - ∑ ΔНº обр.(исх. в-в); ΔНº р-ции = [4´ΔНºобр.(NO)г + 6´ΔНºобр.(Н2О)ж] – [4´ΔНºобр.(NHз)г + 5´ΔНºобр.(О2)г]. ΔНº р-ции = [4´91 + 6´(-286)] - [4´(-46) + 5´0] = -1168 кДж, процесс экзотермический.
2.	2SО2(г) + О2(г) = 2SО3(г); 2 1 2 моль ΔНº = ∑ ΔНобрº (прод.) - ∑ ΔНобрº (реаг.) = [2 (-396)] - [2 (-297) + 1 (0)] = -198 кДж. Стандартная энтальпия реакции равна -198 кДж. Реакция экзотермическая.
3.	ΔSº = [2Sº(Н2О(ж)) + Sº(СО2(г))] – [Sº(СН4(г)) + 2Sº(О2(г))] ΔSº = [2´70 + 213,7] – [186,3 + 2´205,0] = -242,4 Дж´К-1.
4.	Необходимо рассчитать величину свободной энергии Гиббса, т.к. она является критерием самопроизвольно протекающего процесса. По таблице найти значение энергии Гиббса глюкозы и молочной кислоты. ΔGº(реакции) = ∑ ΔGобрº(продуктов реакции) - ∑ ΔGобрº(исходных веществ) ΔGº(реакции) =[2´ (-539)] - [-917]= -161 кДж. Реакция может протекать самопроизвольно в стандартных условиях, т.к.ΔG < 0.
5.	Кинетическое выражение скорости для реакции 2NO (г) + Cl2 (г) ® 2NOCl (г) .
6.	Используя формулу , где υ T2 – скорость реакции при Т2, υ T1 – скорость реакции при Т1, γ – температурный коэффициент (предел от 2-4), рассчитать, что
7.	а) Тепловой эффект реакции, ΔHр > 0, процесс эндотермический. По принципу Ле-Шателье, при повышении температуры, равновесие в системе смещается в сторону эндотермической реакции, следовательно, при повышении температуры в системе CO2(г) + С(т) ↔ 2CO(г), равновесие сместится в сторону выхода СО (продукт реакции). б) По принципу Ле-Шателье, при увеличении концентрации одного из реагентов, равновесие в системе смещается в сторону расхода этого реагента, следовательно, равновесие сместится в сторону продуктов реакции (выход угарного газа).
8.	По принципу Ле-Шателье, при повышении давления, равновесие в системе смещается в сторону меньшего объема газов, следовательно, в реакции А при повышении давления равновесие сместится в сторону образования аммиака (объем газа = 2), в реакции Б – в сторону образования СО2 (исходные вещества), в реакции В равновесие системы не сместится (равные объемы газовой фазы).

1. Выполнить тестовые задания (письменно):

1.		Стандартные термодинамические величины характеризуют состояние системы при следующих значениях температуры и давления:
	А	t = 0oС, p =1 атм
	Б	t =20oС, p = 101,3 кПа
	В	Т = 298оК, p = 101,3 кПа
	Г	Т = 273оК, p = 101,3 кПа
2.		Термодинамическая система называется «закрытой», если с внешней средой она…
	А	обменивается веществом только после обмена энергией.
	Б	обменивается энергией, не обменивается веществом.
	В	не обменивается ни веществом, ни энергией.
	Г	не обменивается веществами, содержащими углерод.
3.		Какая из формул является математическим выражением закона Гесса:
	А	ΔН (реак.) = ΔH1 + ΔН2 + ΔН3
	Б	Δ Н (реак.) = ∑ΔН(обр. кон. в-в.) - ∑ΔН(обр. исх. в-в.)
	В	ΔН(реак.) = ΔG + ТΔS
	Г	ΔН(реак.) = ΔG - ТΔS
4.		Какая из формул относится к первому следствию из закона Гесса:
	А	ΔН (реак.) = ΔH1 + ΔН2 + ΔН3
	Б	Δ Н (реак.) = ∑ΔНобр (кон. в-в.) - ∑ΔНобр ( исх. в-в.)
	В	ΔН(реак.) = ΔG + ТΔS
	Г	ΔН(реак.) = ΔG-ТΔS
5.		Энтальпия системы является мерой её:
	А	Обратимости
	Б	Неупорядоченности
	В	Теплосодержания
	Г	Упорядоченности
6.		Энтропия системы является мерой её:
	А	Обратимости
	Б	Неупорядоченности
	В	Теплосодержания
	Г	Теплового эффекта
7.		В эндотермической реакции...
	А	Энтальпия реакционной системы повышается (ΔН > 0 )
	Б	Энтропия реакционной системы уменьшается (S < 0 )
	В	Энтальпия реакционной системы уменьшается ( ΔН < 0 )
	Г	Давление реакционной системы повышается
8.		Использование оксида магния в пломбировочных материалах основано на экзотермической реакции: 3MgO + 2H3PO4 → Mg3(PO4)2 + 3H2O. В результате протекания процесса энтальпия и энергия Гиббса …
	А	ΔН > 0; ΔG = 0
	Б	ΔН < 0; ΔG > 0
	В	ΔН > 0; ΔG < 0
	Г	ΔН = 0; ΔG < 0
9.		В каких процессах ΔS0 < 0?
	А	2СО (г) + О2 (г) = 2СО2 (г)
	Б	Н2 (г) + Сl2 (г) = 2HCl (г)
	В	NН4NO2 (т) = 2H2О (г) + N2 (г)
	Г	2Н2S (г) + 3О2 (г) = 2H2O (г) + 2SО2 (г)
10.		Скорость химической реакции - это:
	А	время, за которое полностью расходуется одно из исходных веществ
	Б	время, за которое заканчивается реакция
	В	количества вещества, реагирующего за единицу времени в единице объема
	Г	количество вещества продуктов реакции к моменту окончания реакции
11.		Единицами измерения скорости химической реакции являются:
	А	л/(моль·сек)
	Б	моль/л
	В	л/моль
	Г	моль/(л·сек)
12.		В некоторый момент для обратимой реакции, протекающей в организме: АДФ + Н3РО4 = АТФ + Н2О изменение энергии Гиббса становится равным нулю. Сопоставьте скорости прямой и обратной реакции в этот момент.
	А	скорость прямой реакции больше
	Б	скорости прямой и обратной реакций одинаковы
	В	скорость обратной реакции больше
	Г	данных недостаточно
13.		Общий порядок реакции в кинетическом уравнении υ = k [CO] [H2]2 равняется:
	А	0
	Б	1
	В	2
	Г	3
14.		Кинетическое уравнение реакции υ = k [A]2 [B]. Указать во сколько раз уменьшится скорость химической реакции при уменьшении концентрации реагирующих веществ в три раза:
	А	27
	Б	6
	В	9
	Г	16
15.		Указать во сколько раз возрастает скорость химической реакции при повышении температуры на 10оС
	А	в 5 раз
	Б	в 2-4 раза
	В	в 5-6 раз
	Г	в 0,1-0,5 раз
16.		Катализатор увеличивает скорость химической реакции, потому что:
	А	Уменьшает энергию активации
	Б	Увеличивает энергию активации
	В	Не влияет на энергию активации
	Г	Сначала увеличивает, а потом уменьшает энергию активации
17.		В каком направлении сместится химическое равновесие в системе CO2 (г) + С (т) ↔ 2CO (г) ΔH= +171 кДж/моль при понижении температуры?
	А	Вправо
	Б	Влево
	В	Не сместится
18.		В какую сторону сместится равновесие в системе H2 + Cl2 ↔ 2HCl ΔH = -91,8 кДж/моль при понижении температуры?
	А	Вправо
	Б	Влево
	В	Не сместится
19.		В какую сторону сместится химическое равновесие в системе CuO (т) + H2 (г) ↔ Cu (т) + H2O (г) при повышении давления?
	А	В сторону исходных веществ
	Б	В сторону продуктов реакции
	В	Не сместится
20.		Какая из записей константы химического равновесия будет верной для реакции СО(г) + 2Н2 (г) ↔ СН3ОН (г):
	А
	Б
	В

1. Задачи для самостоятельного решения (выполнить письменно):