ОТВЕТЫ НА ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЕ ВОПРОСЫ ПО ХИМИ 2016/17
Термодинамика – это наука, изучающая общие закономерности протекания процессов, сопровождающихся выделением, поглощением и превращением энергии.
Химическая термодинамика изучает взаимные превращения химической энергии и других ее форм – тепловой, световой, электрической и т.д., устанавливает количественные законы этих переходов, а также позволяет предсказать устойчивость веществ при заданных условиях и их способность вступать в те или иные химические реакции. Объект термодинамического рассмотрения называют термодинамической системой или просто системой.
Типы термодинамических систем:
I. По характеру обмена веществом и энергией с окружающей средой:
1. Изолированная система – не обменивается со средой ни веществом, ни энергией (Δm = 0; ΔE = 0) - термос.
2. Закрытая система – не обменивается со средой веществом, но может обмениваться энергией (закрытая колба с реагентами).
3. Открытая система – может обмениваться со средой, как веществом, так и энергией (человеческое тело).
II. По агрегатному состоянию:
1. Гомогенная – отсутствие резких изменений физических и химических свойств при переходе от одних областей системы к другим (состоят из одной фазы).
2. Гетерогенная – две или более гомогенные системы в одной (состоит из двух или нескольких фаз).
Фаза – это часть системы, однородная во всех точках по составу и свойствам и отделенная от других частей системы поверхностью раздела. Примером гомогенной системы может служить водный раствор. Но если раствор насыщен и на дне сосуда есть кристаллы солей, то рассматриваемая система – гетерогенна (есть граница раздела фаз). Другим примером гомогенной системы может служить простая вода, но вода с плавающим в ней льдом – система гетерогенная.
Фазовый переход - превращения фаз (таяние льда, кипение воды).
Термодинамический процесс - переход термодинамической системы из одного состояния в другое, который всегда связан с нарушением равновесия системы.
Классификация термодинамических процессов:
Изотермический - постоянная температура – T = const
Изобарный - постоянное давление – p = const
Изохорный - постоянный объем – V = const
Основные понятия термодинамики:
Внутренняя энергия U - общий запас энергии, включая движение молекул, колебания связей, движение электронов, ядер и др., т.е. все виды энергии кроме кинетической и потенциальной энергии системы в целом.
Нельзя определить величину внутренней энергии какой-либо системы, но можно определить изменение внутренней энергии ΔU, происходящее в том или ином процессе при переходе системы из одного состояния (с энергией U1) в другое (с энергией U2):
ΔU= U2- U1
ΔU зависит от вида и количества рассматриваемого вещества и условий его существования.
Суммарная внутренняя энергия продуктов реакции отличается от суммарной внутренней энергии исходных веществ, т.к. в ходе реакции происходит перестройка электронных оболочек атомов взаимодействующих молекул.
Энергия может передаваться от одной системы к другой или от одной части системы к другой в форме теплоты или в форме работы.
Теплота (Q) – форма передачи энергии путем хаотического, неупорядоченного движения частиц.
Работа (А) – форма передачи энергии путем упорядоченного перемещения частиц под действием каких-либо сил.
Классификация реакций, применяющихся в кинетике
Гомогенная реакция происходит в гомогенной системе и осуществляется во всем объеме этой системы.
Гетерогенная реакция происходит между веществами, образующими гетерогенную систему. Она проходит только на поверхности раздела фаз этой системы. Например:
Fe + 2НСl→FeCl2 + Н2
Растворение металла в кислоте может происходить только на поверхности металла, так как только здесь контактируют друг с другом оба реагирующих вещества.
Микрогетерогенный катализ - это такой тип катализа, когда катализатор и реагенты находятся в коллоидно-дисперсном состоянии. Размеры частичек ферментов близки к размерам мицелл коллоидных растворов – 1-100 нм. По отношению к субстратам, частички которых часто намного меньше, катализаторы являются гетерогенными.
Различают простые и сложные реакции. Простыми, элементарными являются одностадийные реакции. Например:
Н2 + I2 → 2HI, СH3-N=N-CH3 → C2H6 + N2
Простых реакций мало, большинство процессов - сложные. Сложными называются многостадийные реакции.
Сложные, или многостадийные, реакции могут быть параллельными, последовательными, сопряженными, цепными, фотохимическими и т. д.
Параллельные - это реакции, в результате которых из одного или нескольких веществ в зависимости от условий образуются различные продукты, например, при термическом разложении хлората калия одновременно идут два превращения.
В организме параллельно с биологическим окислением глюкозы может происходить ее молочнокислое или спиртовое брожение. В биосистемах таких случаев много. Организм должен найти оптимальные доли каждого из направлений.
Последовательные (консекутивные) - это реакции, которые протекают в несколько стадий. Продукты, образовавшиеся в первой стадии, являются исходными веществами для второй и т. д.:
k1 k2 k3
A → B → C → D
Примерами последовательных реакций в организме могут быть биологическое окисление глюкозы, гидролиз АТФ и др. Скорость процесса определяется скоростью самой медленной стадии, которую называют лимитирующей.
Сопряженные - это частный случай параллельных реакций:
A + B → E;
A + C → F;
из которых первая протекает лишь совместно со второй, т.е. индуцируется второй реакцией. Первая реакция не происходит до тех пор, пока не введено в систему вещество С - индуктор.
В биологических системах все эндергонические реакции протекают по механизму сопряженных реакций. Клеточное окисление углеводов или липидов в организме приводит к синтезу аденозинфосфорной кислоты, которая, в свою очередь, индуцирует другие превращения, в частности биосинтез белков и нуклеиновых кислот.
Цепные - это реакции, происходящие с участием свободных радикалов (остатков молекул, имеющих неспаренные электроны и проявляющих вследствие этого очень высокую реакционную способность).
Примером цепной реакции может быть синтез хлороводорода:
H2+Cl2 → 2HCl.
Под действием кванта энергии молекула Сl2 образует два радикала.
Реакция начинается при облучении смеси исходных веществ ультрафиолетовым светом.
В разветвленной цепной реакции взаимодействие свободного радикала с молекулой исходного вещества вызывает образование не одного, а двух или большего числа новых радикалов:
2Н2 + О2 → 2Н2О;
Обрыв цепи может происходить при рекомбинации свободных радикалов, а также при взаимодействии их с посторонними веществами.
Токсические вещества часто действуют по цепному механизму, обусловливая в организме необратимые изменения. Вещества, способные обрывать разветвленное цепное окисление и таким образом предотвращать окислительные процессы, называются антиоксидантами.
Примером антиоксиданта, препятствующего в организме окислению ненасыщенных липидов и предохраняющего биологические мембраны от разрушения, является витамин Е. Его биологическая активность основана на способности образовывать устойчивые свободные радикалы в результате отщепления атома водорода от гидроксильной группы. Эти радикалы вступают во взаимодействие с другими свободными радикалами, которые способствуют образованию органических пероксидов.
Цепные реакции играют важную роль в ряде патологических биопроцессов: канцерогенез, лучевая болезнь и др. К цепным процессам принадлежат ядерные реакции, взрывы, реакции полимеризации и др.
Химическая кинетика или кинетика химических реакций — раздел физической химии, изучающий закономерности протекания химических реакций во времени, зависимости этих закономерностей от внешних условий, а также механизмы химических превращений
Скорость химической реакции определяется изменением концентрации (с) любого из веществ, вступающих в реакцию или образующихся во время реакции, за единицу времени (τ). При этом концентрацию выражают в молях на литр (моль/л), время - в секундах, минутах, часах и т.д.
Факторы, влияющие на скорость химических реакций. 1. Природа реагирующих веществ. Большую роль играет характер химических связей и строение молекул реагентов. Реакции протекают в направлении разрушения менее прочных связей и образования веществ с более прочными связями. Реакции между ионами в растворах электролитов протекают практически мгновенно. Примеры: Фтор с водородом реагирует со взрывом при комнатной температуре, бром с водородом взаимодействует медленно и при нагревании. Оксид кальция вступает в реакцию с водой энергично, с выделением тепла; оксид меди - не реагирует. 2. Концентрация. С увеличением концентрации (числа частиц в единице объема) чаще происходят столкновения молекул реагирующих веществ - скорость реакции возрастает.
4. Поверхность соприкосновения реагирующих веществ. Для гетерогенных систем (когда вещества находятся в разных агрегатных состояниях), чем больше поверхность соприкосновения, тем быстрее протекает реакция. Поверхность твердых веществ может быть увеличена путем их измельчения, а для растворимых веществ - путем их растворения.
С увеличением концентрации (числа частиц в единице объема) чаще происходят столкновения молекул реагирующих веществ - скорость реакции возрастает
ЗАКОН ДЕЙСТВУЮЩИХ МАСС (ЗДМ)
Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.
Следует обратить внимание, что концентрация продуктов реакции не влияет на скорость реакции!
В интервале температур от 0оС до 100оС при повышении температуры на каждые 10 градусов скорость химической реакции возрастает в 2-4 раза |
Энергия активации в химии и биологии — минимальное количество энергии, которое требуется сообщить системе (в химии выражается в джоулях на моль), чтобы произошла реакция
Температурный коэффициент реакции химической и ферментативной
Термолабильность ферментов. Скорость химических реакций зависит от температуры, поэтому катализируемые ферментами реакции также чувствительны к изменениям температуры. Установлено, что скорость большинства биохимических реакций повышается в 2 раза при повышении температуры на 10°С и, наоборот, снижается в 2 раза при понижении температуры на 10°С. Этот показатель получил название температурного коэффициента. Однако вследствие белковой природы фермента тепловая денатурация при повышении температуры будет снижать эффективную концентрацию фермента с соответствующим снижением скорости реакции. Так, при температуре, не превышающей 45—50°С, скорость реакции увеличивается согласно теории химической кинетики. При температуре выше 50° С на скорость реакции большое влияние начинает оказывать тепловая денатурация белка-фермента, приводящая к полному прекращению ферментативного процесса. Температурные коэффициенты скорости большинства реакций довольно близки друг к другу, колеблясь в указанных выше пределах (у = 2 4). Однако известно значительное число отступлений. Например, при инверсии свекловичного сахара в кислой среде у больше 4, а при гидролизе метилацетата меньше 2 (в последней реакции у найдена равной 1,82). Особенно высокие значения температурных коэффициентов скорости химических реакций найдены при изучении влияния температуры на энзиматические (ферментативные) процессы. В этих случаях у может достигать 7 и выше.