- •Ответы на экзаменационные вопросы 2014 года.
- •Глава 3. Основы химической термодинамики и биоэнергетики (1-4)
- •Глава 4. Основы кинетики биохимических реакций и химического равновесия. (5-8)
- •Глава 5. Растворы и их коллигативные свойства. (9-11)
- •Глава 6. Растворы электролитов и ионные равновесия. (12-13)
- •Глава 7. Теория кислот и оснований Бренстеда. Протолитические равновесия. (14-15)
- •Глава 8. Окислительно – восстановительные реакции. (16-18)
- •Глава 9. Комплексные соединения и их свойства (19-20)
- •Глава 10. Химия Биогенных элементов. (21-26)
- •Глава 11. Химия ионов – металлов жизни. (27-28)
- •Глава 12. Межфазные электрические потенциалы. Гальванические цепи. (29 –32)
- •Глава 13. Физико - химические основы поверхностных явлений. (33-38)
- •Глава 14. Физико – химия дисперсных систем. (39-44)
Глава 4. Основы кинетики биохимических реакций и химического равновесия. (5-8)
Скорость химических реакции. Понятие о средней и истинной скорости реакции, о простых и сложных реакциях. Виды сложных реакций. Влияние концентрации реагентов на скорость химической реакции. Закон действующих масс, его применении к простым и сложным реакциям.
Скорость химической реакции определяется изменением концентрации реагирующих веществ в единицу времени.
=
Истиннаяскорость химической реакции характеризуется скорость в данный момент времени (Δt 0)
Средняя скорость химической реации по данному компоненту является усредненной скоростью за данный промежуток времени.
Простые, или элементарные, реакции– это реакции, протекающие в одну стадию.
Сложные реакции– это реакции, протекающие в несколько стадий, каждая из которых является простой реакцией.
Виды сложных реакций:
Последовательно друг за другом
Параллельно
Последовательно-параллельно
Циклически
Влияние концентрации реагентов на скорость химической реакции заключается в том, что увеличение концентрацииреагентов соответствует увеличению числа частиц в объеме, что приводит к более частым их столкновениями, а, следовательно, к увеличению скорости реакции.
Количественная зависимость скорости реакции от концентрации выражается основным постулатом химической кинетики, называемым законом действующих масс:
«Скорость простой гомогенной реакции при постоянной температуре пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, возведенных в степени, численно равные их стехиометрическим коэффициентам».
(B)
Учебник: 98 - 100
Необратимые и обратимые реакции. Приведите примеры. Понятие о химическом равновесии. Кинетическое и термодинамическое условия равновесного состояния, их особенности. Константа химического равновесия, факторы, влияющие на ее значение.
Необратимыми называются реакции, которые протекают только в одном направлении до полного израсходования одного из реагирующих веществ.
Ba(ClO2)2 + H2SO4 → 2HClO2 + BaSO4↓
NaHCO3 + CH3COOH → CH3COONa + H2O + CO2↑
2Ca + O2 → 2CaO
Обратимыми называются процессы, в которых одновременно протекают две взаимно противоположные реакции – прямая и обратная.
3H2 + N2 ⇌ 2NH3.
N2O4 ⇌ 2NO2
H2 + I2 ⇌ 2HI
Химическим равновесием называется такое состояние обратимого процесса, при котором скорости прямо и обратной реакций равны.
Состояние химического равновесия имеет следующие особенности:
- Динамический характер химического равновесия – прямая и обратная реакции не прекращаются, а протекают с равными скоростями.
- Постоянство состояние химического равновесия о времени - при неизменных внешних условиях состав равновесной системы не меняется (равновесные концентрации постоянны).
- подвижность равновесия – при изменении внешних условий происходит смещение химического равновесия, т. е. установление новых равновесных концентраций всех реагирующих веществ.
- возможность подхода к состоянию равновесия с двух сторон – как со стороны исходных веществ, так и со стороны продуктов реакции.
Константа химического равновесия обратимого процесса равна отношению произведения равновесных концентраций конечных продуктов к произведению равновесных концентраций исходных веществ, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам при формулах соответствующих веществ в уравнении химической реакции (закон действующих масс для обратимых процессов).
Термодинамическим условием наступления равновесия в любой системе является равенство нулю изменения энергии Гиббса =0, а также отсутствие изменения и других параметров системы во времени.
Факторы, влияющие на константу химического равновесия: природа реагирующих веществ и температура.
Учебник: 109 - 114
Закон действующих масс для обратимых процессов. Связь значений Кравн с изменением энергии Гиббса обратимого процесса. Напишите выражение Кравн следующих процессов:
А) Гомогенных 2H2 (г.) + O2 ⇌ 2H2O (г.)
Б) Гетерогенных CO2 (г.) + C (т.) ⇌ 2CO(г.)
В) Диссоциации в растворе: кислот CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+,
Оснований NH4OH ⇌ NH4+ + OH-, комплексов [Cu(NH3)4]2+⇌ Cu2+ + 4NH3
Г) Реакции в растворе: гидролиза соли CH3COO- + H2O ⇌ CH3COOH + OH-,
Окисление – восстановление S2- + Sn4+ ⇌ S0 +Sn2+
Закон действующих масс для обратимых процессов: «Константа химического равновесия обратимого процесса равна отношению произведения равновесных концентраций конечных продуктов к произведению равновесных концентраций исходных веществ, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам при формулах соответствующих веществ в уравнении химической реакции».
Связь Кравн и энергии Гиббса (G)
Если 0р<0, то Кравн >1. Это означает, что в равновесной смеси преобладают продукты прямой реакции.
Если 0р>0, то Кравн <1. Это означает, что в равновесной смеси преобладают исходные вещества.
Кравн следующих процессов:
А) Гомогенных 2H2 (г.) + O2 (г.) ⇌ 2H2O (г.)
Кравн=
Б) Гетерогенных CO2 (г.) + C (т.) ⇌ 2CO(г.)
Кравн=
В) Диссоциации в растворе: кислот CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+,
Кравн=
Оснований NH4OH ⇌ NH4+ + OH-,
Кравн=
комплексов [Cu(NH3)4]2+⇌ Cu2+ + 4NH3
Кравн=
Г) Реакции в растворе: гидролиза соли CH3COO- + H2O ⇌ CH3COOH + OH-,
Кравн=
Окисление – восстановление S2- + Sn4+ ⇌ S0 +Sn2+
Кравн=
Учебник: 112-114.
Влияние температуры, давления, концентрации реагентов и катализатора на состояние равновесия (смещение равновесия, Кравн). Принцип Ле-Шателье, примените его к следующим обратимым процессам
а) N2 (г.) + 3H2 (г.) ⇌ 2NH3 (г.), H<0
б) 2PH3 (г.) ⇌ 2P (т.) + 3H2 (г.), H>0
Повышение температуры вызывает смещение равновесия в сторону эндотермической реакции (H>0), а понижение температуры – в сторону экзотермической реакции (H<0). Кравн изменяется.
Давление в системе изменяет концентрацию только газообразных веществ, что вызывает смещение равновесия. Повышение давления в системе смещает химическое равновесие в направлении реакции, идущей с образованием меньшего числа молей газообразных веществ, т.е. в сторону уменьшения объема, а понижение давления в системе вызывает сдвиг равновесия в противоположную сторону. При равном числе молей газообразных исходных и конечных продуктов изменение давления не смещает химическое равновесие. При изменении давления, как и при изменении концентрации реагентов, величина Кравн не изменяется.
Увеличение концентрации исходных веществ вызывает смещение равновесия в сторону образования конечных продуктов. В то же время увеличение концентрации конечных продуктов вызывает смещение равновесия в сторону исходных веществ. Кравн не изменяется.
Принцип Ле-Шателье: «Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывать воздействие путем изменения концентрации реагентов, давления или температуры в системе, то равновесие всегда смещается в направлении той реакции, протекание которой ослабляет это воздействие».
а) N2 (г.) + 3H2 (г.) ⇌ 2NH3 (г.), H<0 (экзотермическая реакция)
1) Наша система состоит из газов, следовательно, изменения давление будет влиять на смешение равновесия. При повышении давления равновесие системы будет смещаться в сторону, где находится меньшее количество молей газообразного вещества, т. е. в сторону NH3 (конечных продуктов). При понижении давления равновесия системы будет смещаться в сторону реакции, идущей с образование большего числа молей газа, следовательно, в сторону исходных веществ.
2) При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, в сторону исходных веществ. При понижении температуры равновесие смещается в сторону экзотермической реакции, в сторону конечных продуктов.
3) Увеличение концентрации исходных веществ смещает равновесие в сторону конечных продуктов => NH3, и наоборот.
б) 2PH3 (г.) ⇌ 2P (т.) + 3H2 (г.), H>0 (эндотермическая реакция)
1) При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, следовательно, в сторону конечных продуктов реакции. При понижении температуры равновесие смещается в сторону экзотермической реакции, то есть в сторону исходных веществ.
2) Увеличение концентрации исходных веществ смещает равновесие в сторону конечных продуктов реакции, и наоборот, уменьшение концентрации исходных веществ смещает равновесие в сторону исходных веществ.
3) Так как в системе присутствует твердое вещество, то давление не будет влиять на смещение равновесия.
Учебник: 114-115