ХИМИЯ Гладышева Ирина Владимировна к.х.н., доцент

Август 31, 2022

Главная
Физика
ХИМИЯ Гладышева Ирина Владимировна к.х.н., доцент

Содержание

2. Тематический план лекций Элементы химической термодинамики, термодинамики растворов и химической кинетики Биологически активные низкомолекулярные неорганические и
3. Тематический план лекций 4. Физико-химия поверхностных явлений в функционировании живых систем 5. Физико-химия дисперсных систем в
4. Литература 1. Попков В.А., Пузаков С.А. Общая химия: Учебник. - М.: ГЭОТАР-Медиа, 2007. -976 с. 2.
5. 3.Литвинова Т.Н. Сборник задач по общей химии: Учеб. пособие для студентов мед. вузов. - 3-е изд.,
6. Интернет-источники http://www.chemlib.ru http://http://www.chem.msu.su http://www.xumuk.ru/ http://www.alhimik.ru/ http://alhimikov.net/ http://chemistry.narod.ru/ http://www.chemport.ru/
7. Распределение рейтинговых баллов по модулям, видам работ и формам контроля
8. I. Элементы химической термодинамики, термодинамики растворов и химической кинетики
9. План 1. Основные понятия химической термодинамики 2. Первое начало термодинамики. Энтальпия. Закон Гесса. 3. Второе начало
10. Значение химии в медицине 78 химических элементов входят в состав живых организмов. 44 элемента составляют лекарственные
11. 5. В организме человека реализуется около 100 тысяч химических превращений. 6. Живая клетка функционирует по строгим
12. Задача, стоящая перед медиками в ближайшее время, предупреждать, а не лечить болезни. Чтобы стать высококвалифицированным специалистом
13. Термодинамика - наука, изучающая общие законы взаимного превращения одной формы энергии в другую.
14. К настоящему времени термодинамика содержит два основных раздела: 1.Равновесная термодинамика (термодинамика изолированных систем) 2. Неравновесная термодинамика
15. Система – это совокупность материальных объектов (тел), ограниченных каким-либо образом от окружающей среды Элементы системы -
16. Возможны два способа передачи энергии. Упорядоченная форма передачи энергии, которая связана с изменением внешних (объема и
17. Термодинамические системы: • Гомогенная – система, в которой каждое ее свойство (параметр) имеет одно и то
19. Изолированная система – система , которая не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией в
20. Открытая система – система, которая обменивается с окружающей средой и энергией, и веществом. Живые организмы –
22. Термодинамический процесс – изменение параметров термодинамической системы
23. Энергия системы (W) - совокупность двух частей: зависящей от движения и положения системы как целого (Wц)
24. Внутренняя энергия системы - энергия теплового движения частиц, химическая и ядерная энергия, определяющая поступательное, колебательное и
25. U = G + Wсв Свободная энергия (G) – та часть внутренней энергии, которая может быть
26. Первое начало термодинамики термодинамическая система (например, пар в тепловой машине) может совершать работу только за счёт
27. Невозможно построить такую машину, которая, совершая произвольное число раз один и тот же циклический процесс, приводила
28. Энтальпия (Н) Q v = ΔU (1) Qp= ΔU + A (2), где А – работа
29. Энтальпия Н - энергия расширенной системы, или внутреннее теплосодержание системы Для экзотермических реакций Q>0, ΔH Для
30. Количество теплоты, выделяющееся или поглощающееся в результате химической реакции, называется тепловым эффектом химической реакции. Термохимия –
31. Закон Гесса: Тепловой эффект химических реакций, протекающих при постоянном давлении или при постоянном объёме, не зависит
32. Например, вещество АВ можно получить из А разными способами: 1) А + В = АВ (ΔН)
33. В термодинамике принята следующая запись теплот химических реакций: С(тв)+О2(г)=СО2(г); ∆НР=-405,8 кДж в термохимии: С(тв) + О2(г)
34. Стандартная теплота образования вещества - тепловой эффект реакции образования одного моль вещества из простых веществ в
36. Пример: Определить тепловой эффект реакции на основе экспериментальных данных при 0°С и давлении 1 атм. С
37. Первое следствие закона Гесса: Теплота реакции равна сумме теплот сгорания начальных участников реакции за вычетом суммы
38. Теплотой сгорания вещества называется тепловой эффект реакции сгорания его (1 моль) с образованием устойчивых продуктов (для
39. II следствие закона Гесса: Теплота реакции равна сумме теплот образования конечных веществ за вычетом суммы теплот
40. Пример: аА + bB→сС + dD ∆ HР = (с ∆Hобр(С) + d ∆Hобр(D)) – (а
41. NH3 PH3 AsH3 SbH3 BiH3 - 46,15 +12,56 +66,38 +145 - кДж/моль Чем меньше ΔН, тем
42. Второй закон термодинамики Неравновесный процесс, протекающий в направлении достижения равновесия без воздействия внешних условий, называется самопроизвольным
43. Второе начало термодинамики Постулат Клаузиуса Единственным результатом любой совокупности процессов не может быть переход теплоты от
44. Постулат Томсона Теплота наиболее холодного из участвующих в процессе тел не может служить источником работы. (Теплота
45. Вечный двигатель второго рода невозможен, т.е. невозможно построить такую машину, которая производила бы работу за счет
46. Энтропия – функция состояния термодинамической системы, используемая во втором законе т/д для выражения через нее возможности
47. Изменение энтропии определяется отношением количества теплоты, сообщенного системе или отведенного от нее, к температуре системы: где
48. Если энтропия увеличивается (S > 0), то самопроизвольный неравновесный процесс возможен, если S
49. Все самопроизвольные процессы в изолированных системах идут в сторону увеличения энтропии до достижения равновесия, где она
50. Л. Больцман (1887): высокая упорядоченность имеет относительно низкую вероятность S = k lnP где k —
51. Изобарно-изотермический потенциал (Свободная энергия Гиббса) ΔG = ΔH – T · ΔS где ΔH – изменение
52. Третье начало термодинамики В. Нернст (1906) (тепловой закон Нернста): энтропия S любой системы стремится к конечному
53. Всеобщий закон биологии Бауэра «Все и только живые системы никогда не бывают в равновесии и исполняют
54. Особенности живых организмов с позиции термодинамики 1.Живой организм – открытая система, непрерывно обменивающаяся с окружающей средой
55. 3. Все биохимические процессы, происходящие в клетках живых организмов, протекают при постоянной температуре, давлении, при незначительных
56. Главными компонентами пищи являются углеводы, жиры и белки. Калорийность, то есть энергия, выделяемая в процессе диссимиляции
57. Химическое равновесие — состояние химической системы, в котором обратимо протекает одна или несколько химических реакций, причём
58. Термодинамически химическое равновесие определяется как соотношение концентраций исходных веществ и продуктов реакции, при котором энтропия системы
59. Константа химического равновесия mA + nB ↔ pC + qD v1= k1 ·CАm ·CBn v2=k2 ·CCp
60. Константа равновесия Кр - частное от деления произведения равновесных концентраций продуктов и исходных веществ реакции (является
61. Константа равновесия и энергия Гиббса. Константа химического равновесия зависит от природы реагентов, от температуры и связана
62. Объединяя уравнения ΔG = ΔH – T · ΔS и ΔG°= -RT lnK через величину ΔG
63. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать извне, то в
64. • Влияние давления. Повышение давления, согласно принципу Ле-Шателье, должно смещать равновесие в сторону образования меньшего количества
65. Влияние температуры на константу равновесия химической реакции выражается уравнениями изобары и изохоры Вант-Гоффа: где ΔН= QP,
66. II. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И КАТАЛИЗ
67. ПЛАН 1. Основные понятия химической кинетики 2. Факторы, влияющие на скорость химической реакции а) Закон действующих
68. Химическая кинетика занимается исследованием механизмов реакций и течения их во времени
69. Механизм реакции – последовательность и характер стадий химических реакций
70. Скорость химической реакции
72. Рис. 1. Изменение во времени t концентрации Сн реагирующего вещества: к понятию о средней скорости реакции
73. Рис. 2. Изменение во времени t концентрации Сн реагирующего вещества: к понятию об истинной скорости реакции
74. Факторы, влияющие на скорость химической реакции Природа реагирующих веществ Концентрация реагирующих веществ Температура Присутствие катализаторов
75. Закон действующих масс (К. Гульдберг и П. Вааге) при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна
76. Константа скорости k не зависит от концентраций веществ Закон действующих масс применим только к газообразным и
77. Молекулярность и порядок реакций Молекулярность реакции - число молекул, участвующих в элементарном акте химического взаимодействия Порядок
78. ПРИМЕРЫ СuО(к) + Н2 (г) = Сu (к) + Н2О (г) v=kC(H2) H2(г) + I2(г) =
79. Реакция нулевого порядка V0 = k0 Зависимость концентрации реагента A в реакции A → B от
80. Реакция первого порядка
81. Реакция второго порядка
82. Время, в течение которого прореагировала половина начального количества вещества, называется временем полураспада и обозначается τ1/2. Для
83. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа при повышении температуры на каждые 10° скорость реакции увеличивается
84. Температурный коэффициент реакции (γ) -число, показывающее, во сколько раз увеличивается скорость данной реакции при повышении температуры
85. Уравнение Аррениуса
86. Энергия активации - избыточная энергия, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение могло привести
87. Катализ Катализ - процесс увеличения скорости реакции с помощью катализатора Катализаторы - вещества, которые увеличивают скорость
88. Особенности катализаторов: • Ускоряют реакцию, присутствуя в очень малых количествах • Избирательность действия, то есть катализатор
89. Катализ
90. Механизм гомогенной каталитической реакции А+В К АВ A + K = AK AK + B =
91. Ферменты – биологические катализаторы, ускоряющие биохимические реакции в растениях и животных организмах
93. Скачать презентацию

Слайд 2

Тематический план лекций
Элементы химической термодинамики, термодинамики растворов и химической кинетики
Биологически активные

низкомолекулярные неорганические и органические вещества (строение, свойства, участие в функционировании живых систем).
Основные типы химических равновесий и процессов в функционировании живых систем

Слайд 3

Тематический план лекций
4. Физико-химия поверхностных явлений в функционировании живых систем
5. Физико-химия

дисперсных систем в функционировании живых систем
6. Биологически активные ВМС

Слайд 4

Литература
1. Попков В.А., Пузаков С.А. Общая химия: Учебник. - М.: ГЭОТАР-Медиа,

2007. -976 с.
2. Пузаков С.А. Сборник задач и упражнений по общей химии: Учеб. пособие/ С.А. Пузаков, В.А. Попков, А.А. Филиппова.- 2-е изд. испр. и доп. - М.: Высшая школа, 2007. -255 с.

Слайд 5

3.Литвинова Т.Н. Сборник задач по общей химии: Учеб. пособие для студентов

мед. вузов. - 3-е изд., перераб./- М.:ООО "Изд-во ОНИКС", 2007. - 244 с.
4. Шеина О.А., Вервекина Н.В. Задачи и упражнения по общей и биоорганической химии: Учеб. пособие/ Тамбов: Издательский дом ТГУ им. Г.Р. Державина, 2008. - 39 с.

Слайд 6

Интернет-источники
http://www.chemlib.ru
http://http://www.chem.msu.su
http://www.xumuk.ru/
http://www.alhimik.ru/
http://alhimikov.net/
http://chemistry.narod.ru/
http://www.chemport.ru/

Слайд 7

Распределение рейтинговых баллов по модулям, видам работ и формам контроля

Слайд 8

I. Элементы химической термодинамики, термодинамики растворов и химической кинетики

Слайд 9

План
1. Основные понятия химической термодинамики
2. Первое начало термодинамики. Энтальпия. Закон Гесса.
3.

Второе начало термодинамики. Энтропия. Изобарно-изотермический потенциал.
4. Третье начало термодинамики.
5. Особенности живых организмов с позиции термодинамики.
6. Химическое равновесие
7. Химическая кинетика и катализ

Слайд 10

Значение химии в медицине
78 химических элементов входят в состав живых

организмов.
44 элемента составляют лекарственные препараты.
Изотопы 38 элементов используются в диагностике и радиотерапии различных заболеваний.
Более 70 элементов входят в состав материалов, применяемых для изготовления медицинской аппаратуры, приборов, инструментов, перевязочных средств, искусственной крови, различных протезов, зуботехнических материалов и др.

Слайд 11

5. В организме человека реализуется около 100 тысяч химических превращений.
6. Живая

клетка функционирует по строгим законам химии.
7. Более 75 % лекарственных средств производит химико-фармацевтическая промышленность.

Слайд 12

Задача, стоящая перед медиками в ближайшее время, предупреждать, а не лечить

болезни.
Чтобы стать высококвалифицированным специалистом нужно помнить высказывание М.В. Ломоносова:
«…Медик без довольного познания химии совершенен быть не может… От одной химии уповать можно на исправление недостатков лечебной науки»

Слайд 13

Термодинамика - наука, изучающая общие законы взаимного превращения одной формы

энергии в другую.

Слайд 14

К настоящему времени термодинамика содержит два основных раздела:
1.Равновесная термодинамика (термодинамика изолированных

систем)
2. Неравновесная термодинамика (термодинамика открытых систем)

Слайд 15

Система – это совокупность материальных объектов (тел), ограниченных каким-либо образом от

окружающей среды Элементы системы - части, обладающие определенными свойствами.

Слайд 16

Возможны два способа передачи энергии. Упорядоченная форма передачи энергии, которая связана

с изменением внешних (объема и давления) параметров состояния системы, называют работой (А) . Неупорядоченную форму передачи энергии называют теплотой (Q).
Работу, производимую системой над окружающей средой, принято считать положительной,
работу, производимую над системой принято считать отрицательной.
Q положительна, если система получает некоторое количество энергии в форме теплоты, при передаче энергии в противоположном направлении величина Q отрицательна. Единица измерения в СИ – джоуль (Дж).

Слайд 17

Термодинамические системы:
• Гомогенная – система, в которой каждое ее свойство (параметр)

имеет одно и то же значение во всех точках объема или меняется плавно от точки к точке.
• Гетерогенная –система, которая состоит из нескольких гомогенных систем, отделенных друг от друга поверхностью раздела фаз, на которой свойства меняются скачком.

Слайд 18

Слайд 19

Изолированная система – система , которая не обменивается с окружающей средой

ни веществом, ни энергией в форме работы или теплоты.
• Закрытая (замкнутая) система – система, которая может обмениваться с окружающей средой лишь энергией и не может обмениваться веществом

Слайд 20

Открытая система – система, которая обменивается с окружающей средой и энергией,

и веществом.
Живые организмы – открытые системы (организм человека за 40 лет жизни потребляет в среднем 40 т воды, 6 т пищи и 12 млн л кислорода)

Слайд 21

Слайд 22

Термодинамический процесс – изменение параметров термодинамической системы

Слайд 23

Энергия системы (W) - совокупность двух частей: зависящей от движения

и положения системы как целого (Wц) и не зависящей от этих факторов (U)
W=Wц+ U
U - внутренняя энергия системы.

Слайд 24

Внутренняя энергия системы - энергия теплового движения частиц, химическая и

ядерная энергия, определяющая поступательное, колебательное и вращательное движение молекул, внутримолекулярное взаимодействие и колебание атомов, энергию вращения электронов

Слайд 25

U = G + Wсв
Свободная энергия (G) – та часть внутренней

энергии, которая может быть использована для совершения работы
Связанная энергия (Wсв) – та часть энергии, которую нельзя превратить в работу

Внутренняя энергия разделяется на свободную энергию и связанную энергию:

Слайд 26

Первое начало термодинамики
термодинамическая система (например, пар в тепловой машине) может совершать

работу только за счёт своей внутренней энергии или каких-либо внешних источников энергии

Слайд 27

Невозможно построить такую машину, которая, совершая произвольное число раз один и

тот же циклический процесс, приводила бы к накоплению энергии в изолированной системе. То есть вечный двигатель I рода невозможен.
Q = ΔU + A

Слайд 28

Энтальпия (Н)
Q v = ΔU (1)
Qp= ΔU + A

(2),
где А – работа по перемещению поршня
Qp= ΔU + p ΔV (3),
где р – давление, ΔV – изменение объёма системы.
Формулу (3) можно переписать в следующем виде:
Qp=(U2 – U1) + p(V2 – V1) (4)
Qp=(U2 + pV2 ) – (U1 + pV1) (5)
В этом выражении параметры в скобках обозначим Н, т.е.
U2 + pV2 = Н2, U1 + pV1=Н1, тогда
Qp= Н2 – Н1 =ΔН.

Слайд 29

Энтальпия Н - энергия расширенной системы, или внутреннее теплосодержание системы
Для экзотермических

реакций Q>0, ΔH<0
Для эндотермических реакций Q<0, ΔH>0

Слайд 30

Количество теплоты, выделяющееся или поглощающееся в результате химической реакции, называется тепловым

эффектом химической реакции.

Термохимия – раздел термодинамики, изучающий, теплоты химических реакций

Слайд 31

Закон Гесса:
Тепловой эффект химических реакций, протекающих при постоянном давлении или

при постоянном объёме, не зависит от числа промежуточных стадий, а определяется лишь начальным и конечным состоянием системы

Слайд 32

Например, вещество АВ можно получить из А разными способами:
1) А +

В = АВ (ΔН)
2) А + С = АС (ΔН1)
АС + В = АВ + С (ΔН2)
ΔН1 + ΔН2 = ΔН

Слайд 33

В термодинамике принята следующая запись теплот химических реакций:
С(тв)+О2(г)=СО2(г); ∆НР=-405,8 кДж
в термохимии:

С(тв) + О2(г) = СО2(г) +405,8 кДж

Слайд 34

Стандартная теплота образования вещества - тепловой эффект реакции образования одного моль

вещества из простых веществ в стандартных условиях (ΔН0298)
(Т = 298К и Р = 1 атм)

Слайд 35

Слайд 36

Пример: Определить тепловой эффект реакции на основе экспериментальных данных при 0°С

и давлении 1 атм.
С + О2 = СО2; ∆НР,1 = -405,8 кДж
СО + ½ О2 = СО2; ∆НР,2 = -284,5 кДж
_______________________________
3) С + ½ О2 = СО; ∆НР,3 - ?
(3) = (1) – (2)
Проверка:
С + О2 - ½ О2 – СО = СО2 - СО2;
С + ½ О2 = СО.
∆НР,3 = ∆НР,1 - ∆НР,2 = -405,8 кДж – (-284,5 кДж) = 121,3 кДж.

Слайд 37

Первое следствие закона Гесса:
Теплота реакции равна сумме теплот сгорания начальных

участников реакции за вычетом суммы теплот сгорания конечных участников реакции с учетом стехиометрических коэффициентов.
где νн, νк - стехиометрические коэффициенты.
Пример для реакции аА + bB→dD
∆Hреакц. = а∆Hсгор(А) + b∆Hсгор(B) - d∆Hсгор(D).

Слайд 38

Теплотой сгорания вещества называется тепловой эффект реакции сгорания его (1 моль)

с образованием устойчивых продуктов (для органических веществ это СО2 и Н2О).

Слайд 39

II следствие закона Гесса:
Теплота реакции равна сумме теплот образования конечных веществ

за вычетом суммы теплот образования начальных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.
Или для стандартных условий:

Слайд 40

Пример:
аА + bB→сС + dD
∆ HР = (с ∆Hобр(С) + d

∆Hобр(D)) – (а ∆Hобр(А) + b ∆Hобр(B)) =
с ∆Hобр(С ) + d ∆ Hобр(D) –
а ∆ Hобр(А) - b ∆ Hобр(B).

Слайд 41

NH3 PH3 AsH3 SbH3 BiH3 - 46,15 +12,56 +66,38 +145 - кДж/моль Чем

меньше ΔН, тем более устойчиво соединение.

NH4Cl(г) = NH3(г) + HCl(г)↑
ΔН0298(реакции) = ΔН0298(HCl) + ΔН0298(NH3) - ΔН0298(NH4Cl) = 176,55 кДж/моль
ΔН > 0, р-ция эндотермическая

Слайд 42

Второй закон термодинамики
Неравновесный процесс, протекающий в направлении достижения равновесия без воздействия

внешних условий, называется самопроизвольным (положительным).
Обратный по направлению процесс, который не может протекать без внешних воздействий и удаляющий систему от равновесия называется несамопроизвольным (отрицательным).

Слайд 43

Второе начало термодинамики
Постулат Клаузиуса
Единственным результатом любой совокупности процессов не может быть

переход теплоты от менее нагретого тела к более нагретому.

Слайд 44

Постулат Томсона
Теплота наиболее холодного из участвующих в процессе тел не может

служить источником работы. (Теплота не может полностью перейти в работу).

Слайд 45

Вечный двигатель второго рода невозможен,
т.е. невозможно построить такую машину, которая

производила бы работу за счет тепла окружающей среды, не более нагретой, чем сама машина.

Слайд 46

Энтропия – функция состояния термодинамической системы, используемая во втором законе т/д

для выражения через нее возможности или невозможности самопроизвольного протекания процесса (введена Клаузиусом).

Слайд 47

Изменение энтропии определяется отношением количества теплоты, сообщенного системе или отведенного от

нее, к температуре системы:
где знак равенства относится к равновесному процессу, неравенства – к неравновесному.
Т.о. в равновесном процессе:
S = .

Слайд 48

Если энтропия увеличивается (S > 0), то самопроизвольный неравновесный процесс возможен,

если S < 0 – невозможен.

Слайд 49

Все самопроизвольные процессы в изолированных системах идут в сторону увеличения энтропии

до достижения равновесия, где она будет иметь постоянное и максимальное значение.

Слайд 50

Л. Больцман (1887): высокая упорядоченность имеет относительно низкую вероятность
S = k

lnP
где k — постоянная Больцмана,
k = 1.37·10-23 Дж/К.
P – статистический вес.

Слайд 51

Изобарно-изотермический потенциал (Свободная энергия Гиббса)
ΔG = ΔH – T · ΔS
где

ΔH – изменение энтальпии,
Т – абсолютная температура,
ΔS – изменение энтропии.
Если ΔG <0, процесс протекает самопроизвольно ,
если ΔG > 0, то процесс невозможен.

Слайд 52

Третье начало термодинамики
В. Нернст (1906) (тепловой закон Нернста): энтропия S любой

системы стремится к конечному для неё пределу, не зависящему от давления, плотности или фазы, при стремлении температуры (Т) к абсолютному нулю

Слайд 53

Всеобщий закон биологии Бауэра
«Все и только живые системы никогда не

бывают в равновесии и исполняют за счет своей свободной энергии постоянную работу против равновесия, требуемого законами физики и химии при существующих внешних условиях»

Слайд 54

Особенности живых организмов с позиции термодинамики
1.Живой организм – открытая система, непрерывно

обменивающаяся с окружающей средой и веществом и энергией.
2. Приложение второго закона т/д-ки к живым системам немыслимо без учета влияния биологических закономерностей. Характер изменения энтропии, имеющий решающее значение в неживых системах, в случае биологических систем имеет лишь подчиненное значение.

Слайд 55

3. Все биохимические процессы, происходящие в клетках живых организмов, протекают при

постоянной температуре, давлении, при незначительных перепадах концентраций, без резких изменений объема и др.
4. Основным источником энергии живого организма является химическая энергия, заключенная в пищевых продуктах, часть которой расходуется на:
-Совершение работы внутри организма, связанной с дыханием, кровообращением, перемещением метаболитов и др.
-Нагревание вдыхаемого воздуха, потребляемой пищи, воды и др.

Слайд 56

Главными компонентами пищи являются углеводы, жиры и белки.
Калорийность, то есть энергия,

выделяемая в процессе диссимиляции с образованием углекислого газа и воды, составляет в среднем:
Углеводы - 17 кДж/г
Жиры – 40 кДж/г
Белки – 17 кДж/г.
При нормальной трудовой деятельности энергетические затраты человека покрываются за счет углеводов на 60 %, жиров – на 25 %, белков – на 15 %. При правильном питании норма суточного потребления (без учета тяжёлого физического труда) составляет:
Углеводов 400-500 г,
Жиров 60- 70 г,
Белков 80- 100г.

Слайд 57

Химическое равновесие — состояние химической системы, в котором обратимо протекает одна

или несколько химических реакций, причём скорости прямой и обратной реакций равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем

Слайд 58

Термодинамически химическое равновесие определяется как соотношение концентраций исходных веществ и продуктов

реакции, при котором энтропия системы имеет максимальное, а изобарно-изотермический потенциал – минимальное значение

Слайд 59

Константа химического равновесия
mA + nB ↔ pC + qD
v1= k1

·CАm ·CBn
v2=k2 ·CCp ·CDq
v1=v2
k1 ·CАm ·CBn = k2 ·CCp ·CDq
k1 / k2 = CCp ·CDq/ CАm ·CBn
Kp= CCp ·CDq/ CАm ·CBn

Слайд 60

Константа равновесия Кр - частное от деления произведения равновесных концентраций продуктов

и исходных веществ реакции (является величиной постоянной)

Слайд 61

Константа равновесия и энергия Гиббса.
Константа химического равновесия зависит от природы

реагентов, от температуры и связана с изменением стандартной энергии Гиббса ΔG° химической реакции уравнением
ΔG°= -RT lnK
Если ΔG° < 0 в равновесной смеси преобладают продукты взаимодействия.
Если же ΔG° > 0, то в равновесной смеси преобладают исходные вещества.

Слайд 62

Объединяя уравнения
ΔG = ΔH – T · ΔS и
ΔG°=

-RT lnK через величину ΔG ,
получим -RT lnK = ΔG° = ΔH0 – T · ΔS0
Это уравнение позволяет по значениям ΔH0 и ΔS0 вычислить константу равновесия и степень равновесного превращения.
Константа равновесия в значительной мере зависит от температуры. Для эндотермических процессов повышение температуры соответствует увеличению константы равновесия, для экзотермических — ее уменьшению. От давления (если р не очень велико) константа равновесия не зависит.

Слайд 63

Смещение химического равновесия.
Принцип Ле Шателье:
если на систему, находящуюся в

равновесии, воздействовать извне, то в системе усилится то из направлений процесса, которое противодействует данному воздействию.

Слайд 64

• Влияние давления.
Повышение давления, согласно принципу Ле-Шателье, должно смещать равновесие в сторону

образования меньшего количества моль газообразных продуктов.
Влияние температуры
При повышении температуры равновесие экзотермических реакций смещается в сторону исходных веществ, а при понижении температуры – в сторону продуктов реакции и наоборот.

Слайд 65

Влияние температуры на константу равновесия химической реакции выражается уравнениями изобары и

изохоры Вант-Гоффа:
где ΔН= QP, ΔU = Qv.

Слайд 66

II. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И КАТАЛИЗ

Слайд 67

ПЛАН
1. Основные понятия химической кинетики
2. Факторы, влияющие на скорость химической реакции
а)

Закон действующих масс. Молекулярность и порядок реакций
б) Зависимость скорости реакции от температуры. Энергия активации
в) Катализ

Слайд 68

Химическая кинетика занимается исследованием механизмов реакций и течения их во

времени

Слайд 69

Механизм реакции – последовательность и характер стадий химических реакций

Слайд 70

Скорость химической реакции

Слайд 71

Слайд 72

Рис. 1. Изменение во времени t концентрации Сн реагирующего вещества: к

понятию о средней скорости реакции А

Слайд 73

Рис. 2. Изменение во времени t концентрации Сн реагирующего вещества: к

понятию об истинной скорости реакции Б

Слайд 74

Факторы, влияющие на скорость химической реакции
Природа реагирующих веществ
Концентрация реагирующих веществ
Температура
Присутствие катализаторов

Слайд 75

Закон действующих масс (К. Гульдберг и П. Вааге)
при постоянной температуре

скорость химической реакции прямо пропорциональна концентрации реагирующих веществ
nА + mВ → gD
v=k CА n CВ m

Слайд 76

Константа скорости k не зависит от концентраций веществ
Закон действующих масс

применим только к газообразным и растворенным веществам

Слайд 77

Молекулярность и порядок реакций
Молекулярность реакции - число молекул, участвующих в элементарном

акте химического взаимодействия
Порядок реакции — это сумма показателей степеней концентрации веществ в уравнении закона действующих масс

Слайд 78

ПРИМЕРЫ
СuО(к) + Н2 (г) = Сu (к) + Н2О (г)
v=kC(H2)
H2(г) +

I2(г) = 2HI(г)
v =kC(H2)C(I2)

Слайд 79

Реакция нулевого порядка V0 = k0 Зависимость концентрации реагента A в реакции A

→ B от времени

Слайд 80

Реакция первого порядка

Слайд 81

Реакция второго порядка

Слайд 82

Время, в течение которого прореагировала половина начального количества вещества, называется временем

полураспада и обозначается τ1/2.
Для реакции первого порядка:
τ1/2=

Слайд 83

Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа
при повышении температуры на каждые

10° скорость реакции увеличивается примерно в 2—4 раза

Слайд 84

Температурный коэффициент реакции (γ) -число, показывающее, во сколько раз увеличивается скорость

данной реакции при повышении температуры на 10°
γ (Δt/10)=kt+10/kt

Слайд 85

Уравнение Аррениуса

Слайд 86

Энергия активации - избыточная энергия, которой должны обладать молекулы для того,

чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещества.
Молекулы, обладающие такой энергией, называются активными молекулами.

Слайд 87

Катализ
Катализ - процесс увеличения скорости реакции с помощью катализатора
Катализаторы - вещества,

которые увеличивают скорость химической реакции, оставаясь в конечном итоге неизменными по химическому составу и количеству

Слайд 88

Особенности катализаторов:
• Ускоряют реакцию, присутствуя в очень малых количествах
• Избирательность действия, то есть

катализатор ускоряет одну реакцию и неэффективен для другой. Особенно это свойство проявляется у биологических катализаторов-ферментов
• Неизменность после реакции и возможность многократного использования
• Катализатор изменяет механизм реакции и направляет ее по такому пути, который характеризуется понижением энергии активации.

Слайд 89

Катализ

Слайд 90

Механизм гомогенной каталитической реакции
А+В К АВ
A + K = AK
AK +

B = AB + K

Слайд 91

Ферменты – биологические катализаторы, ускоряющие биохимические реакции в растениях и

животных организмах

ХИМИЯ Гладышева Ирина Владимировна к.х.н., доцент

Содержание

Тематический план лекцийЭлементы химической термодинамики, термодинамики растворов и химической кинетикиБиологически активные

Тематический план лекций4. Физико-химия поверхностных явлений в функционировании живых систем5. Физико-химия

Литература1. Попков В.А., Пузаков С.А. Общая химия: Учебник. - М.: ГЭОТАР-Медиа,

3.Литвинова Т.Н. Сборник задач по общей химии: Учеб. пособие для студентов

Интернет-источникиhttp://www.chemlib.ruhttp://http://www.chem.msu.suhttp://www.xumuk.ru/http://www.alhimik.ru/http://alhimikov.net/http://chemistry.narod.ru/http://www.chemport.ru/

Распределение рейтинговых баллов по модулям, видам работ и формам контроля

I. Элементы химической термодинамики, термодинамики растворов и химической кинетики

План1. Основные понятия химической термодинамики2. Первое начало термодинамики. Энтальпия. Закон Гесса.3.

Значение химии в медицине 78 химических элементов входят в состав живых

5. В организме человека реализуется около 100 тысяч химических превращений.6. Живая

Задача, стоящая перед медиками в ближайшее время, предупреждать, а не лечить

Термодинамика - наука, изучающая общие законы взаимного превращения одной формы

К настоящему времени термодинамика содержит два основных раздела:1.Равновесная термодинамика (термодинамика изолированных

Система – это совокупность материальных объектов (тел), ограниченных каким-либо образом от

Возможны два способа передачи энергии. Упорядоченная форма передачи энергии, которая связана

Термодинамические системы:• Гомогенная – система, в которой каждое ее свойство (параметр)

Изолированная система – система , которая не обменивается с окружающей средой

Открытая система – система, которая обменивается с окружающей средой и энергией,

Термодинамический процесс – изменение параметров термодинамической системы

Энергия системы (W) - совокупность двух частей: зависящей от движения

Внутренняя энергия системы - энергия теплового движения частиц, химическая и

U = G + WсвСвободная энергия (G) – та часть внутренней

Первое начало термодинамики термодинамическая система (например, пар в тепловой машине) может совершать

Невозможно построить такую машину, которая, совершая произвольное число раз один и

Энтальпия (Н) Q v = ΔU (1) Qp= ΔU + A

Энтальпия Н - энергия расширенной системы, или внутреннее теплосодержание системыДля экзотермических