Методическое указание для студентов

Модульная единица №1 Основы химической термодинамики и кинетики, свойства растворов, редокс-процессы

ЗАНЯТИЕ 1.1.1.

Методическое указание для студентов

ТЕМА: Основы химической термодинамики и биоэнергетики. Химическое равновесие.

ЦЕЛЬ: Познакомиться с основами термодинамики и биоэнергетики, научиться прогнозировать направление химических и биологических процессов

Теоретические вопросы:

1. Предмет и методы химической термодинамики. Основные понятия термодинамики.

2. Параметры состояния (интенсивные и экстенсивные) Функция состояния.

3. Внутренняя энергия. Работа и теплота – две формы передачи энергии.

4. Типы термодинамических систем (изолированные, закрытые, открытые).

5. Типы термодинамических процессов (изотермические, изобарные, изохорные). Стандартное состояние.

6. Энтальпия. Стандартная энтальпия образования и сгорания вещества. Стандартная энтальпия реакции. I начало термодинамики.

7. Закон Гесса. Следствия из закона Гесса. Применение 1 начала термодинамики к биосистемам. Энергетическая ценность пищевых продуктов, обоснование рационов питания.

8. Обратимые и необратимые в термодинамическом смысле процессы. Второе начало термодинамики. Энтропия.

9. Энергия Гиббса. Прогнозирование направления самопроизвольно протекающих процессов в изолированной и закрытой системах. Роль энтальпийного и энтропийного факторов.

10. Термодинамические условия равновесия. Стандартная энергия Гиббса образования и биологического окисления веществ. Стандартная энергия Гиббса реакции. Примеры экзергонических и эндергонических процессов. Принцип энергетического сопряжения.

11. Обратимые и необратимые реакции. Термодинамические условия равновесия в изолированных и закрытых системах.

12. Закон действующих масс. Константа химического равновесия.

13. Уравнение изотермы и изобары химической реакции.

14. Прогнозирование смещения химического равновесия. Факторы, влияющие на смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.

15. Понятие о гомеостазе и стационарном состоянии живого организма.

Лабораторная работа №1 «Химическое равновесие»

Обучающие задачи:

Задача 1 В организме человека реакция окисления этилового спирта протекает в две стадии. Первая - окисление этилового спирта до уксусного альдегида с участием фермента алкогольдегидрогеназы протекает по уравнению: С₂H₅OH + ½ O₂ = CH₃COH + H₂O.

Рассчитайте DH⁰ реакции, используя первое следствие закона Гесса, если

DН⁰ _обр.(C₂H₅OH) = - 278 кДж/моль;

DН⁰ _обр.(CH₃СOH) = - 166 кДж/моль;

DН⁰ _обр.(H₂O) = - 286 кДж/моль.

Решение: DH⁰ = å n DH⁰ _{обр.пр.р.} - å n DН⁰ _{обр.исх.в.в}; DH = (-166+ (-286)-(-278)) = - 174 кДж/моль

Ответ: тепловой эффект реакции DH = -174 кДж/моль, т.е. процесс экзотермический.

Задача 2. Теплота сгорания глюкозы равна -2810 кДж/моль, теплота сгорания этилового спирта равна -1366 кДж/моль. На основании этих данных вычислите тепловой эффект биохимического процесса брожения глюкозы:

С₆Н₁₂О₆= 2С₂Н₅ОН + 2СО₂

Решение: Тепловой эффект данной реакции можно рассчитать, применяя второе следствие из закона Гесса:

DН = å n DН⁰ _{сгор. исход. веществ} - å n DH⁰ _{сгор. прод. реакции}

DН = -2810 - 2 ∙ (-1366) = - 78 кДж/моль

Ответ: тепловой эффект процесса брожения равен - 78 кДж/моль.

Задача 3. Рассчитайте стандартную энтропию реакции:

NH₂ - CH₂ - COOH + NH₂ - CH₂ - COOH → NH₂ - CH₂ - CO - NH - CH₂ - COOH + H₂O

глицин глицин глицилглицин

Если S⁰ _{(глицилглицина)} = 231 Дж/моль× К;

S⁰ _{(глицина)} = 159 Дж/ моль× К;

S⁰(H₂O) = 70 Дж/моль× К;

Решение:

DS = S⁰₂₉₈(гл-гл) +S⁰₂₉₈(H₂O)– 2 S⁰ ₂₉₈(глицина) = (231+70)-(159+159)= -17 Дж/моль× К

Ответ: DS⁰ ₂₉₈= - 17 Дж/моль× К, т.е. энтропия уменьшится.

Задача 4. Теплота сгорания углеводов, белков и жиров составляет 17, 17 и 39 кДж

соответственно. Среднесуточная потребность в белках, жирах и углеводах для студентов - мужчин составляет 113, 106 и 451г. Какова суточная потребность студентов - мужчин в энергии?

Решение: Рассчитаем, какое количество энергии выделится при окислении углеводов, белков и жиров

DH = (451× 17) + (113 × 17) + (106 × 39) = 13722 кДж.

Ответ: Суточная потребность в энергии равна 13722 кДж.

Задача 5. Почему процесс денатурации белка при 40⁰С является самопроизвольным, если реакция эндотермическая и тепловой эффект составляет 2830 Дж/моль? Значение DS для данной реакции равно 288 Дж/моль∙ К

Решение: Для определения направления процесса необходимо знать величину изменения энергии Гиббса, рассчитываемой по уравнению: DG⁰ = DH⁰ - TDS⁰. Расчет показывает, что DG< 0 (DG⁰ = 2830Дж/моль-(313К × 288Дж/моль∙ К)=-87314 Дж/моль или-87, 3 кДж/моль).

Ответ: Поскольку DG < 0, то процесс денатурации белка при 40⁰С протекает самопроизвольно, повышение температуры тела может представлять опасность для жизнедеятельности организма.

Задача 6. Вычислите энергию Гиббса, являющуюся критерием самопроизвольности процессов, для реакции гликолиза при стандартных условиях: С₆H₁₂О₆ (р-р)® 2 С₃H₆О₃(р-р) (молочная кислота).

Решение:

Из таблицы термодинамических величин запишем стандартную энергию Гиббса для участников химического процесса: ∆ G⁰(С₆H₁₂О₆) = -917 кДж/моль; ∆ G⁰(С₃H₆О₃) = -539 кДж/моль. Используя 1 следствие из закона Гесса, вычислим энергию Гиббса:

Δ G⁰ = 2× Δ G⁰ (C₃H₆O₃) - Δ G⁰ (C₆H₁₂O₆)

Δ G⁰ = 2(-539) – (-917) = -161 кДж/моль

Ответ: т.к. Δ G⁰ < 0, то реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении.

Задача 7. Вычислить изменение энергии Гиббса при 25⁰С по стандартным значениям энтальпий образования и абсолютных энтропий для данной реакции: СО + 2Н₂ = СН₃ОН

DН⁰_обрСН₃ОН = -293 кДж/моль S⁰(СН₃ОН) = 127 Дж/моль× К

DН⁰_обрСО = - 110 кДж/моль. S⁰(CO) = 198 Дж/моль× К

S⁰(H₂) = 131 Дж/моль× К

Решение: DG⁰ = DH⁰ - TDS⁰

DH⁰ = å nDH⁰_{обр. пр. реак.} - å nDН⁰_{обр. исх. веществ}

DН⁰ = - 293 - (-110) = - 183 кДж/моль

DS⁰ = å n S⁰ _{прод. р} - å n S⁰ _{исход. веществ}

DS⁰ = 127 - (198 + 2(131) = - 333 Дж/моль× К

DG⁰ = - 183, 5 кДж/моль - (298К × 0, 333 кДж/моль× К) = - 83, 8 кДж/моль

Ответ: DG⁰ = - 83, 8 кДж/моль

Задача 8. Рассчитайте константу равновесия при 310 К для реакции АТФ + АМФ ↔ 2АДФ, если свободная энергия Гиббса реакции Δ G°=-2, 10кДж/моль.

Решение: в состоянии равновесия DG⁰ = - 2, 3RT lg Кс

lgKc= 0, 354

K_c= 10^{0, 354}=2, 26

Ответ: Kc = 2, 26

Задача 9. Константа равновесия реакции: PCl₅(г) «PCl₃(г) + Cl₂(г) при 250⁰С равна 2. В каком направлении идет реакция при следующих концентрациях: С(PCl₅) = C(PCl₃) = 2 моль/л; С(Сl₂) = 4 моль/л?

Решение: Для определения направления протекания реакции воспользуемся уравнением изотермы

Рассчитаем Пс

Т.к. П_с > К_с, то DG > 0

Вывод: реакция самопроизвольно протекать в прямом направлении не может, т.к. DG> 0.

Задача 10. Константа равновесия реакции 2SO₂ (г) + O₂(г) Û 2SO₃(г) при температуре 627⁰С равна 2, 3∙ 10^-7, DН⁰ = 376, 5 кДж/моль. Рассчитайте константу равновесия при 727⁰С.

Решение: воспользуемся уравнением изобары химической реакции:

T₁ = 273 + 627 = 900 K

T₂ = 273 + 727 = 1000K

Ответ: Константа равновесия при 727⁰С равна 3, 56 × 10^-5.

Задача 11. Для реакции Н₂О(г) + СO(г) ® CO₂(г) + H₂(г) константы химического равновесия равны: при 800⁰С Кр = 2, 87, при 1000⁰С Кр = 1, 39. Вычислите тепловой эффект этой реакции.

Решение: Применив, уравнение изобары химической реакции, рассчитаем DН

Примем T₁ = 800 + 273 = 1073 K

T₂ = 1000 + 273 = 1273 K

Ответ: DН = -39, 16 кДж/моль

Задачи для самостоятельного решения:

Задача 1. На испарение 1 моля воды требуется 40 кДж. Сколько теплоты будет потеряно за день при выделении через кожу 720г воды?

Ответ: 1600 кДж

Задача 2. Пероксид водорода (Н₂О₂) в виде раствора с массовой долей 3 %. используется в медицине для обработки ран. Докажите, что процесс разложения пероксида водорода в присутствии фермента каталазы является самопроизвольным, используя для расчёта значения стандартной энтропии образования исходных веществ и продуктов реакции:

S⁰ ₂₉₈ (H₂O₂) =110 Дж/моль× К; S⁰ ₂₉₈ (Н₂О) = 70 Дж/моль× К; S⁰₂₉₈(O₂) = 205 Дж/моль× К.

Ответ: Δ S = 62, 5 Дж/моль × К

Задача 3. При сжигании метана объемом 2 м³ выделяется 79600 кДж теплоты. Рассчитайте стандартную теплоту сгорания метана.

Ответ: 891, 52 кДж/моль

Задача 4. Рассчитайте стандартную энергию Гиббса для процесса окисления глюкозы по следующим данным: DН⁰_обр (С₆Н₁₂О₆) = - 1264, 4 кДж/моль; DН⁰_обр (СО₂) = - 393 кДж/моль;

DН⁰_обр (Н₂О) = - 286 кДж/моль. Изменение энтропии всей реагирующей системы равно 0, 259 кДж/моль× K

Ответ: DG = - 2886, 8 кДж/моль.

Задача5. Вычислите стандартную энтальпию образования этанола, воспользовавшись необходимыми для этого стандартными энтальпиями сгорания.

Ответ: DН⁰_обр. = -273 кДж/моль

Задача 6. Константа равновесия реакции N₂0₄(г) ↔ 2N0₂ (г) при 25°С равна 0, 1. В каком направлении будет идти реакция при следующих концентрациях веществ:

а) С(N0₂) = С(N₂0₄) = 0, 1 моль/л;

б) С(N0₂) = 0, 01 моль/л; C(N₂0₄) = 0, 02 моль/л?

Задача 7. Для реакции H₂ + I₂ ® 2HI при 444⁰С константа равновесия равна 50. Определите направление процесса, если исходная смесь имеет следующий состав: С(H₂) = 2моль/л, С(HI) = 10моль/л.

Ответ: Состояние равновесия, т.к ∆ G=0.

Задача 8. Рассчитайте константу равновесия, если DG⁰ ₂₉₈ для данной реакции равно 4, 478 кДж/моль.

Ответ: 6, 1

Задача 9. Константа равновесия разложения лекарственного вещества в автоклаве при 413К равна 0, 396∙ 10⁵ Па, а при 443К - 1, 286∙ 10⁵ Па. Вычислить тепловой эффект реакции.

Ответ: 59, 6 кДж/моль.

Задача 10. Используя значение Δ G°, установите, существует ли угроза отравления больного при использовании в качестве наркотического средства оксида азота(I), Токсичный оксид азота (II) может образовываться по реакции: 2N₂O + O₂ = 4NO. Все вещества находятся в газообразном состоянии. Справочные данные см. в таблице.

Тестовые вопросы

1. Если энтальпия образования SO₂ равна -297 кДж/моль, то количество теплоты, выделяемое при сгорании 16г серы, равно... кДж

1) 148, 5 2) 297 3) 594 4)74, 25

2. В реакции, протекающей в соответствии с термохимическим уравнением

3H₂ + N₂ = 2 NH₃ + 92 кДж

выделилось 23 кДж теплоты. Объём полученного (н.у.) аммиака

1) 5, 6 л 2) 11, 2л 3) 22, 4л 4) 44, 8л

3) По термохимическому уравнению реакции С₂Н₄ + Н₂О ↔ С₂Н₅ОН +46 кДж

вычислите объём взятого этилена (н, у.), если известно, что выделившаяся в этом процессе теплота составила 138 кДж.

1) 44, 8 л 2) 22, 4л 3) 67, 2 4) 89, 6л

4. В реакцию, протекающую в соответствии с термохимическим уравнением

2Al + 3S = Al₂S₃ +509 кДж вступило 108 г алюминия. Количество выделившейся теплоты равно

1) 242, 5 кДж 2) 509 кДж 3) 1018 кДж 4) 2036 кДж

5. В результате реакции, термохимическое уравнение которой 2Al +Fe₂O₃ = Al₂O₃ + 2 Fe +848 кДж, выделилось 169, 6 кДж теплоты. Масса образовавшегося железа равна:

1) 11, 2 г 2) 22, 4 г 3) 56 г 4) 28 г

6. По термохимическому уравнению реакции горения ацетилена 2С₂Н₄ + 5О₂ = 4СО₂ + 2Н₂О +2610 кДж рассчитайте, сколько выделится теплоты, если в реакцию вступило 67, 2 л ацетилена (н.у.)

1) 870 кДж 2) 3915 кДж 3) 5220 кДж 4) 7830 кДж

7. В результате реакции, термохимическое уравнение которой 2С₂Н₄+ 5О₂ = 4СО₂ + 2Н₂О +2610 кДж выделилось 652, 5 кДж теплоты. Объём сгоревшего ацетилена равен

1) 11, 2 л 2) 22, 4 л 3) 44, 8 л 4) 67, 2 л

8. Какое выражение соответствует константе химического равновесия для данной реакции N₂+3H₂ = 2NH₃

1) K_c = [NH₃]²/ [N₂]+[H₂]³ 3) К_р = [NH₃]² / [N₂][H₂]

2) К_с = [NH₃]² / [N₂][H₂]³ 4) К_с = []N₂][H₂]³/ [NH₃]²

9. Как нужно изменить давление, чтобы реакция гемоглобина с кислородом

Hb + O₂ «HbO₂ была смещена вправо

1) уменьшить давление 2) увеличить давление 3) давление не влияет

10. Какое значение константы равновесия соответствует данной реакции 2NO +O₂ «2NO₂

1) Kc= [NO₂]²/ [NO][O₂] 3) Kc= [NO][O₂]/ [NO₂]²

2) Kc= [NO₂]² / [NO]²[O₂] 4) Kc= [NO₂]/ [NO][O₂]

11. Как нужно изменить давление реакции N₂+3H₂ «2 NH₃, чтобы сместить равновесие вправо

1) уменьшить 2) увеличить

3) не изменять 4) увеличить давление NH₃

12. Будет ли влиять давление на смещение равновесия данной реакции H₂ + Cl₂ = 2 HCl

1) будет 2) нет

3) сместит равновесие вправо 4) сместит равновесие влево

13. Какие значения должна принимать энергия Гиббса, чтобы процесс шёл в обратном направлении

1) DG⁰ < 0 3) DG⁰ = 0

2) DG⁰ > 0 4) DG⁰ = 1

14. Равновесие в реакции, уравнение которой СН₄(г) + 4S(ж) ↔ СS₂(г) + 2Н₂S(г), Δ H< 0, сместиться влево при

1) понижении давления 3) дополнительном введении серы

2) понижении температуры 4) увеличении концентрации H₂S

15. Будет ли проходить реакция в прямом направлении, если DG = 18 кДж/моль

1) нет 2) химическое равновесие 3) будет

16. Система, в которой повышение давления и повышение температуры приведут к смещению равновесия в противоположных направления

1) СO₂(г) + C(т) ↔ 2СО(г), Δ Н< 0

2) J₂(г) + 5 СО₂(г) ↔ J₂O₅(т) + 5СО(г), Δ Н> 0

3) N₂(г) + О₂(г) ↔ 2 NO(г), Δ Н> 0

4) С₂Н₂(г) + 2Н₂(г) ↔ С₂Н₆ (г), Δ Н< 0

17. Как нужно изменить давление, чтобы реакция гемоглобина с кислородом была смещена влево Hb + O₂ «HbO₂

1) уменьшить давление 2) увеличить давление 3) давление не влияет

18. В реагирующей системе, уравнение которой NO(г) + Cl₂(г) ↔ NOCl₂(г) Δ H > 0, равновесие сместиться вправо при:

1) повышении давления 3) понижении температуры

2) использовании катализатора 4) повышении концентрации NOCl₂

19. Для смещения равновесия в системе SO_2(г)+Cl_2(г) SO₂Cl_2(г), DH°< 0 в сторону продуктов реакции необходимо

1) понизить температуру 3) понизить концентрацию SO₂

2) понизить давление 4) ввести катализатор 5) повысить температуру

20. На состояние химического равновесия в системе 2SO_2(г) + О_{2 (г)} ↔ 2 SO₃, Δ H⁰ < 0 не влияет

1) катализатор 3) изменение температуры

2) изменение концентрации исходных веществ 4) изменение давления

22. Для нахождения реакции , следует воспользоваться формулой…

1)

2)

3)

4)