Занятие № 6 (09.10-13.10) 1. Защита темы (модуля) «Основные закономерности протекания химических реакций (химическая термодинамика, химическая кинетика и равнове

Занятие № 6 (09. 10-13. 10) 1. Защита темы (модуля) «Основные закономерности протекания химических реакций (химическая термодинамика, химическая кинетика и равнове

2 Модуль «Растворы. Протолитические и гетерогенные равновесия. Окислительно-восстановительные процессы

Тема: «Вода как универсальный биорастворитель. Коллигативные свойства растворов».

Защита темы (модуля) «Основные закономерности протекания химических реакций (химическая термодинамика, химическая кинетика и равновесие.

Повторите учебный материал занятий модуля

Вопросы к защите модуля: «Основы химической термодинамики, химической кинетики и равновесия»

Теоретические вопросы.

1. Основные понятия химической термодинамики:

1. 1Система, системы гомогенные и гетерогенные, системы открытые, закрытые и изолированные;

1. 2Параметры системы: интенсивные, экстенсивные, функции состояния;

1. 3Состояние системы равновесное, стационарное, переходное;

1. 4Термодинамические процессы: изобарические, изохорические, изотермические;

1. 5Внутренняя энергия, работа, теплота, связь между ними.

2. I начало термодинамики: определение, математическое выражение для изолированных и закрытых систем, биологическое значение.

3. Закон Гесса: формулировка, определение теплового эффекта реакции по энтальпиям образования и энтальпиям сгорания; значение для термохимических расчетов.

4. Энтальпия реакции, процессы экзо- и эндотермические; стандартные энтальпии образования простых и сложных веществ. Энтальпия сгорания.

5. Энтропия: определение, смысловое значение, факторы, влияющие на ее величину; определение DS° в химических реакциях при с. у.

6. II закон термодинамики: сущность, формулировка, математическое выражение для изолированных систем.

7. Энергия Гиббса как обобщенная термодинамическая функция, ее применение для прогнозирования возможности и предела самопроизвольного протекания процессов.

8. Основные понятия химической кинетики:

8. 1 реакции гомогенные, гетерогенные, математическое выражение скорости гомогенных и гетерогенных реакций, скорость средняя и истинная, единицы измерения, примеры;

8. 2 реакции простые и сложные: последовательные, параллельные, последовательно-параллельные, циклические, примеры;

8. 3 факторы, влияющие на скорость гомогенных реакций: природа, концентрация реагентов, температура, катализаторы;

8. 4 закон действующих масс, кинетические уравнения реакций, физический смысл константы скорости реакции; привести кинетические уравнения для следующих реакций:

NO(г) + O₂ (г) ® NO₂(г); С(тв) + СО₂ (г) ® СО (г);

8. 5 понятие о молекулярности и порядке реакции, определить молекулярность и порядок следующих реакций, допуская, что данные уравнения отражают механизм реакции:

N₂(г) + 2O₂(г) ® 2NO₂(г); CO(г) + Cl₂(г) ® COCl₂ (г);

CH₃COOC₂H₅ (р-р) + H₂O(ж)®CH₃COOH (р-р)+C₂H₅OH(р-р); CaCO₃(тв) ® CaO(тв)+CO₂(г).

8. 6 Энергия активации, ее значение, факторы, влияющие на величину энергии активации, связь с константой скорости реакции – уравнение Аррениуса.

9. Катализ, катализаторы, общие принципы катализа.

10 Суть механизма гомогенного катализа, примеры. Понятие о кислотно-основном катализе.

11. Особенности механизма гетерогенного катализа, примеры.

12. Ферментативный катализ и его особенности: активность, специфичность, размер, необходимость определенных условий. Уравнение Михаэлиса – Ментен, его значение для кинетики ферментативных реакций.

13. Химическое равновесие и его смещение, принцип Ле–Шателье.

14. Константа химического равновесия, способы ее выражения, факторы, влияющие на ее величину, связь с DG, значение для характеристики обратимых процессов. Использование уравнения изотермы в термодинамических расчетах.

Упражнения и задачи к защите модуля

1. В организме человека этанол окисляется в две стадии: до уксусного альдегида (DН^о = –256 кДж/моль), а затем до уксусной кислоты (DН^о = –237 кДж/моль). На основании закона Гесса рассчитайте энтальпию окисления этанола до уксусной кислоты. Сформулируйте закон Гесса.

2. Стандартная энтальпия растворения сульфата меди равна – 66, 5 кДж/моль; стандартная энтальпия гидратации до пентагидрата равна –78, 22 кДж/моль. Вычислите стандартную энтальпию растворения пентагидрата. Что называют энтальпией растворения.

3. Рассчитайте тепловой эффект реакции спиртового брожения глюкозы: С₆Н₁₂О₆ ®2С₂Н₅ОН+2СО₂, используя стандартные энтальпии сгорания. Дайте определение стандартной теплоте сгорания.

4. Используя стандартные энтальпии образования вычислите, сколько теплоты выделится при разложении 54 г глюкозы по реакции: С₆Н₁₂О₆(к) ® 2С₂Н₅ОН(ж) + 2СО₂(г). Дайте определение лонятию стандартная теплота образования простых и сложных веществ.

5. Определите калорийность 350 г пищевого продукта, содержащего 50% воды; 30% белка, 15% жиров, 5% углеводов. Что такое калорийность?

6. Сравните свободную энергию Гиббса для реакций окисления a-D-глюкозы при 25^оС:

С₆Н₁₂О₆(р-р) ® 2С₂Н₅ОН(ж) + 2СО₂(г); С₆Н₁₂О₆(р-р) + О₂(г) ® 6СО₂(г) + 6Н₂О(ж). Какой процесс является более эффективным с точки зрения использования a-D-глюкозы?

7. Сделать заключение о практической обратимости реакции гидролиза глицил-глицина при 310 К, рассчитав константу равновесия, если DG = –15, 08 кДж/моль.

8. При 300 К константа равновесия реакции: L-глутаминовая кислота + пируват a-кетоглутаровая кислота + L-аланин равна 1, 11. В каком направлении будет идти реакция при следующих концентрациях: [L-глутаминовая кислота] = [пируват] = 3× 10^–5 моль/л; [a-кетоглутаровая кислота] = [L-аланин] = 5× 10^–3 моль/л. Практическое значение уравнения изотермы Вант-Гоффа.

9. Равновесие реакции: Н₂(г) + I₂(г) 2HI(г) установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ в моль/л: [H₂] = 0, 25; [I₂] = 0, 05; [HI] = 0, 9. Вычислите константу равновесия и исходные концентрации водорода и иода. Укажите термодинамическое и кинетическое условие химического равновесия.

10. Опираясь на знание принципа Ле-Шателье, ответьте, как и почему повлияет на равновесную концентрацию хлора в системе: 4HCl(г) + O₂(г) 2Н₂О(г) + 2Cl₂(г), DН^о > 0 а) понижение давления; б) увеличение концентрации HCl; в) увеличение температуры.

11. Константа скорости распада пеницилина при 36^оС равна 6× 10^–6 с^–1, а 41^оС – 1, 2× 10^–5 с^–1. Вычислите температурный коэффициент реакции. Сформулируйте правило Вант-Гоффа.

12. Во сколько раз уменьшится скорость окисления глюкозы при гипертермии, если температура тела падает от 36, 6^оС до 27^оС, а температурный коэффициент данной реакции равен 1, 3? Что такое температурный коэффициент? Какой величины он может достигать в ферментативных процессах?

13. Одним из опасных последствий ядерных взрывов является образование стронция-90 и его внедрение в кости вместо кальция. Период полупревращения этого элемента 28 лет. Предположим, что 1 мкг стронция-90 поглощен новорожденным. Сколько останется его к 18 годам? (Распад стронция-90 является реакцией первого порядка).

14. Константа скорости реакции: (СН₃СОО)₂О + Н₂О ® 2СН₃СООН при 15^оС равна 0, 0454 мин^–1. Исходная концентрация уксусного ангидрида была равна 0, 5 моль/л. Чему будет равна скорость реакции в тот момент, когда концентрация уксусной кислоты станет равной 0, 1 моль/л? Дайте определение истинной и средней скорости реакции.

15. Вычислите энергию активации реакции спиртового брожения глюкозы, если температурный коэффициент реакции в интервале температур 30^оС–70^оС равен 2. Дайте определение энергии активации

⇐ Предыдущая 1 2 34