Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
khimia_itogovaya1.docx
Скачиваний:
148
Добавлен:
21.05.2015
Размер:
253.59 Кб
Скачать

1.Термодинамическая система – любой объект природы, состоящий из достаточно большого числа молекул и отделённый от других объектов природы реальной или воображаемой граничной поверхностью.(открытая,закрытая,изолированная;гомогенная,гетерогенная)

Процесс-переход системы из одного состояния в другое.

Теплота(энергия) – энергетическая мера хаотических форм движения час тиц в процессе взаимодействия систем с окружающей средой.

Работа – энергетическая меня направленных форм движения частиц в процессе взаимодействия систем с окружающей средой.

Внутренняя энергия – совокупность энергий всех частиц систем.

Энтальпия – теплота при изобарно-изотермических условиях.

Энтропия – термодинамическая функция, характеризующая меру неупорядоченности движения частиц системы.

Энергия Гиббса – термодинамическая функция, характеризующая энергетическое состояние системы при постоянном давлении и температуре.

2. 1 закон термодинамики для изолированных систем - изменение внутренней энергии системы в результате любых процессов всегда = 0 (для закрытых систем) – теплота расходуется на изменение внутренней энергии системы и на совершение системой работы против внешних сил окружающей среды. (без обмена веществ с окружающей средой).

Физиологическое значение закона – энергия не исчезает и не возникает из ничего, а только превращается из одного вида в другой в строго эквивалентных количествах.

3.Закон Гесса – энтальпия реакции т.е. тепловой эффект реакции при р,Т=const зависит от природы и состоящих исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути протекания реакции. Лежит в основе гигиены питания . Энтальпия простых веществ = 0.Сомопроизвольный процесс совершается в системе без затраты энергии из вне, при этом происходит уменьшение работоспособности системы. Закон Гесса широко используется для расчётов тепловых эффектов, хим. реакций, которые экспериментально определить невозможно.

4.2 закон термодинамики для изолированных систем– в изолированных системах самопроизвольно могут совершаться только такие процессы, в которых энтропия системы возрастает.(Энтропия больше 0)…Закрытых систем –

Энтропия – термодинамическая функция, характеризующая меру неупорядоченности движения частиц системы. Факторы влияющие на величину энтропии: агрегатное состояние аллотропной формы, температура, давление, сложности системы.

Энергия Гиббса и критерий самопроизвольного протекания процессов- процесс является самопроизвольным если он осуществляется без каких-либо воздействий, когда система представлена самой себе. В системе при постоянной температуре и давлении могут самопроизвольно совершаться только такие процессы в результате которых энергия Гиббса уменьшается (меньше 0 ).

5. Живые организмы – открытые системы, находящиеся в неравновесном состоянии по отношению к окружающей среде .Особенности энергетического обмена в живых организмах: они не могут создавать энергию из ничего, не уничтожать её, они могут только преобразовывать одну форму энергии в другую. При этом организмы потребляют из окружающей среды энергию в той форме в которой они могут использовать её в конкретных условиях температуры и давления, а затем возвращают в среду эквивалентное количество энергии другой форме менее пригодной для них.

Принцип энергетического сопряжения – в живых системах эндэргонические реакции (разница энергии Гиббса больше 0) сопряжены с экзэргоническими (разница энергии Гиббса меньше 0).Для сопряжение этих процессов необходимо наличие общего промежуточного соединения.

Глюкоза+фруктоза=сахароза+вода.

Обратимость- такие реакции, которые протекают приданных внешних условиях могут самопроизвольно как в прямом так и в обратом направлениях.

Многостадийность – особенность биохимических процессов, протекающих в организме и поэтому вероятность обратимого протекания отдельной стадии значительно выше, чем всего процесса в целом.

Гомеостаз – постоянство внутренней среды организма.

6.Кинетика – наука о механизмах, скоростях химических реакций и факторов влияющих на скорость реакции. Простые реакции состоят из однотипных элементарных актов.

Простые реакции различают :

1.Мономолекулярные

2.Бимолекулярные

3.Тримолекулярные

Сложные – реакции протекающие в несколько стадий, каждая из которых является простой реакцией.

Сложные реакции делятся на: циклические, последовательные, параллельные, сопряжённые, цепные(патология- лучевая болезнь)

7.Скорость химической реакции – изменение одного из реагирующих веществ за единицу времени в единицу реакционного пространства.

Факторы влияющие на скорость реакции: природа реагирующих веществ, концентрация реагентов, давление, температура, катализаторы, поверхность соприкосновения.

Закон действующих масс – влияние концентрации для простых веществ и для этапа сложный.

8.Влияние температуры на скорость химических реакций отражено в правиле Вант Гоффа. Правило – при повышении температуры на 5 – 10 градусов скорость реакции возрастает в 2 – 4 раза.

Значение и применение уравнения Аррениуса – устанавливает связь между энергией активации и скоростью протекания реакции.

Энергия активации – минимальное количество энергии, которое требуется сообщить системе, что бы произошла реакция (Дж/моль)Зависит от того на сколько активны частицы вещества, если значение активности достаточно большое, то увеличивается энтропия – мера беспорядка в системе.

9.Катализ – явление изменения скорости реакции веществами, которые участвуют в реакции, но не входят в состав конечных продуктов.

Виды катализа: гомогенный, гетерогенный, ферментативный – ускорение биохимических реакций при участии белковых макромолекул, называемых ферментативного катализа(белковая природа, высокая активность; условия – температурный оптиум)

Основные принципы катализа: ускоряют термодинамические реакции; катализаторы ускоряют химическую реакцию за счёт снижения энергии активации, образуя промежуточные соединения; увеличивают скорости прямой и обратной реакции ускоряя достижения химического равновесия; после завершения реакции остаются в неизменённом виде и количестве; все каталитические реакции сложные т.к. состоят из 2-х элементарных актов: реагент+катализатор=промежуточное соединение, промежуточное соединение=продукты реакции+катализатор; действие катализатора можно изменить: промоторы – усиливают, каталитические яды – блокируют действие катализаторов.

10.Химичское равновесие – состояние химической системы в котором обратимо протекает одна или несколько химических реакций при чем скорость и в каждой паре прямая – обратная реакция равны между собой.

Константа гетерогенного равновесия равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакций к произведению равновесных концентраций равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении.

Особенность гетерогенного химического равновесия в уравнения констант гетерогенного химического равновесия не входят: концентрация твёрдых веществ, участвующих в прямой и обратной реакции. Константа зависит от температуры и от природы, но не зависит от давления, катализатора, концентрации веществ.

Гомогенными называют реакции протекающие в одной фазе газовой или жидкой. Они характеризуются между реагентами и продуктами, взаимодействие которых осуществляется во всём объёме реакционной смеси.

Для гомогенных химических равновесий устанавливающихся в идеальных жидких и газообразных растворах константу равновесия можно выразить через равновесные молярные концентрации и равновесные молярные доли, а для равновесия в газовых смесях через равновесные парцеальные давления.

Характер изменение энергии Гиббса позволяет судить о принципиальной возможности на осуществления процесса при разнице энергии Гиббса меньше 0 процесс может протекать при разнице энергии Гиббса больше 0, процесс протекать не может, если же она = 0, то система находиться в состоянии химического равновесия. Существует соотношение, связывающее изменение свободной энергии Гиббса в ходе химической реакции с её константой равновесия

Любая реакция может быть рассмотрена как обратимая, при этом константа равновесия определяется как К=константа скорости прямой реакции константа скорости обратной реакции.

Процесс изменения концентрации вызванный нарушением равновесия называется смещением или сдвигом равновесия, если при этом происходит увеличение концентраций веществ , стоящих в правой части уравнения , то говорят, что равновесие смещается вправо, т.е. в направлении течения прямой реакции; при изменении концентрации говорят о смещении равновесии влево – в направление направлении обратной реакции.

Принцип Ле-Шателье – если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывать воздействия путем изменения концентрации реагентов , давления, температуры, то равновесие смещается в направление той реакции, протекание которой ослабляет это воздействие

Аналогично принципу Ле-Шателье в природе существует принцип адаптивных перестроек: любая живая система при воздействии на нее перестраивается так, чтобы уменьшить это воздействие.

11.Раствор - находящаяся в состоянии равновесия гомогенная система переменного состава двух или более веществ. Роль: биохимические реакции в организме протекают в растворах, участвуют в транспорте питательных веществ лекарственных препаратов к органам и тканям,выведение из организма метаболитов.

Растворы электролитов – растворы диссоциирующих на ионы солей, кислот,оснований,амфолитов

Растворы не электролитов – растворы веществ, практически не диссоциирующих в воде.

Коллигативные свойства растворов – это свойства, не зависящие от природы частиц растворенного вещества, а определяемые только концентрацией частиц в растворе.

К коллигативным свойствам относятся:

1. диффузия;

2. осмос, осмотическое давление;

3. понижение давления насыщенного пара над раствором в сравнении с чистым растворителем;

4. повышение температуры кипения и понижение температуры кристаллизации раствора по сравнению с растворителем.

Изотонический коэффициент – это параметр, учитывающий межмолекулярные взаимодействия в реальных растворах:

12. I закон Рауля – относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором в сравнении с его давлением над растворителем, равно молярной доле растворенного вещества.

II закон Рауля – повышение температуры кипения и понижение температуры кристаллизации раствора пропорционально моляльной концентрации сm(X) растворенного вещества.

13.Осмос – самопроизвольная диффузия молекул растворителя через полупроницаемую мембрану из растворителя в раствор или из рас- твора с меньшей концентрацией в раствор с большей концентрацией.

Осмотическое давление (Росм) – это избыточное гидростатическое давление, возникающее в результате осмоса и приводящее к выравни- ванию скоростей взаимного переноса молекул растворителя через мембрану с избирательной проницаемостью.

Причины возникновения – выравнивание концентрации.

Вант Гофф сформулировал следую-щий закон:

Осмотическое давление равно тому давлению, которое оказывало бы растворенное вещество, если бы оно, находясь в газообразном со-стоянии, занимало при той же температуре объем, равный объему раствора.

Для плазмы крови Росм = 740–780 кПа.

Осмоляльность – концентрация осмотически активных частиц в растворе, выраженная в количестве осмоль на килограмм раствори- теля.

Осмоляльность - концентрация кинетически активных частиц на килограмм растворителя.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]