- •III. Строение вещества
- •3.1 Свободная энергия Гиббса
- •3.3 Основы биоэнергетики
- •I. Химия и медицина
- •5.2 Термодинамика растворения.
- •Скорость растворения равна скорости кристаллизации. Растворы:
- •5.3 Растворимость газов, жидкостей и твердых веществ в воде.
- •Математическое выражение закона Нернста-Шилова
- •Условия образования осадка труднорастворимых электролитов
- •5.4 Коллигативные свойства растворов
- •Математическое описание эбулиоскопического закона
- •Применение гипертонических растворов в медицине
- •6.1 Теория электролитической диссоциации с. Аррениуса
- •6.2 Теории слабых и сильных электролитов
- •6.3 Электропроводность растворов электролитов
- •6.4 Роль электролитов в жизнедеятельности организма
- •7.1. Кислотность водных растворов и биологических жидкостей.
- •7.2 Буферные растворы.
- •Механизм буферного действия:
- •7.3 Буферные системы крови.
- •VII. Овр. Элементы термодинамики
- •IX. Физико-химия дисперстных систем и растворов вмс
- •16.1 Дисперсные системы и их классификация.
- •16.2 Получение и очистка коллоидных растворов.
- •Методы очистки золей: диализ, электродиализ, ультрафильтрация.
- •16.3 Строение мицеллы лиофобных золей.
- •16.5 Устойчивость коллоидных растворов. Коагуляция.
- •17.1 Общая характеристика вмс
- •17.2 Набухание и растворение вмс
- •VIII. Физико-химия поверхностных явлений
- •15.1 Поверхностная энергия и поверхностное натяжение
- •15.2 Адсорбция и ее виды
- •15.3 Адсорбция на границе жидкость-газ
- •15.4 Адсорбция на твердых адсорбентах
- •15.5 Хроматография
- •V. Химическая кинетика
- •9.1 Понятие о скорости и механизме химических реакций.
- •9.2 Кинетические уравнения простых и сложных реакций.
- •9.3 Влияние температуры на скорость химических реакций
- •10.1 Катализ и катализаторы
- •10.2 Кинетика ферментативных реакций.
- •Кинетическое уравнение реакции 1-го порядка
- •IV. Элементы химической термодинамики и биоэнергетики
- •1.1 Основные понятия химической термодинамики
- •1.2 Первый закон термодинамики
- •1.3 Термохимия
- •2.1 Понятие о самопроизвольных и несамопроизвольных процессах. Термодинамическое равновесие.
- •2.2 Второй закон термодинамики.
- •2.3 Термодинамическое и статистическое толкование энтропии. Применимость второго закона к биосистемам.
- •4.1 Химическое равновесие, его кинетическое и термодинамическое описание.
- •4.2. Смещение химического равновесия (принцип Ле Шателье).
- •4.3. Равновесие в биосредах.
- •Химия s-элементов
- •Химия р-элементов
- •Химия d-элементов
- •Триада железа
4.1 Химическое равновесие, его кинетическое и термодинамическое описание.
Обратимыми называются химические реакции и физико-химические процессы, самопроизвольно протекающие как в прямом, так и в обратном направлении.
аА + вВ ↔ сС + dD
N2 + 3 H2 ↔ 2 NH3
NH4Cl + H2O ↔ NH4 OH + HCl
Hb + O2 ↔ HbO2
Изучая реакции выпадения осадков из растворов, Бертолле первым пришел к выводу об обратимости химических процессов. Участвуя в Египетском походе французской армии как научный консультант Наполеона, Бертолле обнаружил отложения Na2CO3 на берегу озер с соленой водой, что позволило ему сделать вывод об обратимости изученной ранее химической реакции:
Na2CO3 + CaCl2 ↔ CaCO3 + 2 NaCl
Пределом протекания обратимых процессов является состояние химического равновесия.
Химическое равновесие - это такое состояние обратимого процесса, в котором скорость прямой и обратной реакций равны между собой.
Признаком химического равновесия является постоянство во времени концентраций всех веществ, участвующих в процессе.
Концентрации веществ в состоянии химического равновесия называются равновесными: [Ā], моль/л.
Кинетические кривые обратимой реакции аА↔bВ
Кинетическое описание химического равновесия основано на законе действующих масс: скорость реакции прямо пропорциональна концентрации реагирующих веществ (Гульдберг-Вааге, 1884)
В состоянии равновесия: υпр = kпр[A]a [B]b ; υобр = kобр[C]c [D]d
k - константа скорости
Так как υпр = υобр, следовательно можно записать, что
Отношение констант скорости является постоянной величиной, обозначаемой Kc:
где Kс – концентрационная константа равновесия.
Таким образом, закон действующих масс для обратимой реакции записывается так:
Например: Hb + O2 ↔ HbO2
[HbO2]
Кс = [Hb][O2] = 1300
Если в химической реакции участвуют газообразные, жидкие и твердые вещества, то в выражение для Кс включают только равновесные концентрации газов. Например: CO2(г) + 2 NH3(г) ↔ H2O (г) + CO(NH2)2 (к)
Kc =[H2O]
[CO2]×[NH3]2
Для описания обратимых газофазных реакций используют константу химического равновесия, обозначаемую Kp:
Соотношение Kс и Кр описывается уравнением:
Кс = Кр (RT) (а+b-c-d)
Если К >> 1 → равновесие смещено вправо, υ пр > υ обр;
Если К << 1 → равновесие смещено влево, υ пр< υ обр
Воснове термодинамического описания обратимого процесса лежит уравнение изотермы химической реакции
В состоянии химического равновесия Δ G = 0, а концентрации веществ А, В, С, D являются равновесными.
Соответственно Δ Go = - RT ln K уравнение химического сродства
Термодинамический расчет константы равновесия:
Свободная энергия и равновесие. Зная изменение свободной энергии в ходе реакции, можно рассчитать константу равновесия и получить информацию о том, при каких условиях получается максимальный выход продуктов.
Совместное решение системы уравнений позволяет описать влияние температуры на константу химического равновесия:
ΔG0 = ΔН0 – ТDS0
Δ Go = - RT ln K
Соответственно: ln K = - DH0/RT ++ DS0/R
Если DH < 0, то - DH/RT > 0 (первое слагаемое имеет положительное значение).
Для экзотермических реакций увеличение температуры приводит к уменьшению константы равновесия.
Если DH > 0, то - DH/RT < 0 (первое слагаемое имеет отрицательное значение).
Для эндотермических реакций увеличение температуры приводит к увеличению константы равновесия.