- •4. Уравнение Гей-Люсака.
- •6. Уравнение состояния газа Ван-дер-Ваальса.
- •10. Применение первого закона термодинамики к различным процессам. Энтальпия и ее физический смысл.
- •11. Закон Гесса – следствие первого начала термодинамики. Стандартные энтальпии образования. Стандартные энтальпии сгорания.
- •12. Обратимые и необратимые в термодинамическом смысле процессы; самопроизвольные процессы, максимальная и максимально полезная работа.
- •14. Изменение энтропии изолированной системы; критерии достижения термодинамического равновесия в изолированной системе.
- •15. Основной смысл и значение второго закона термодинамики.
- •16. Статистическая природа второго начала термодинамики.
- •2) Расчет изменения энтропии в неизотермических процессах
- •3) Расчет изменения энтропии сложного процесса
- •19. Особенности термодинамического описания процессов в закрытых и открытых системах. Клетка как пример открытой системы.
- •1) Расчеты изменения энтропии при изотермических процессах
- •21. Взаимосвязи между внутренней энергией, работой и "связанной энергией" в изобарно-изотермическом процессе.
- •22. Химический потенциал как мера изменения энергии системы за счет изменения массы исходных и конечных продуктов реакции.
- •23. Уравнение изотермы химической реакции (Закон действующих масс).
- •24. Зависимость константы химического равновесия от температуры. Интегральная и дифференциальная форма уравнения изобары.
- •25. Взаимосвязь между константой химического равновесия и изобарно-изотермическим потенциалом.
- •28. Уравнение Клаузиса-Клапейрона, 1-ое и 2-ое уравнения Рауля.
- •29. Коллигативные свойства растворов (температура кипения, температура замерзания, осмотическое давление, давление насыщенного пара).
- •33. Основы теории сильных электролитов. Активность, коэффициенты активности.
- •35. Особенности описания свойств сильных электролитов при физиологических значениях ионной силы.
- •34. Уравнение Дебая-Хюккеля и пределы его применения.
- •36. Буферные растворы и механизм их действия. Буферные системы организма.
- •37. Механизм химической реакции как совокупность отдельных элементарных стадий.
- •38. Скорость химической реакции и понятие лимитирующей стадии процесса.
- •39. Порядок и молекулярность реакции. Применение порядка химической реакции для описания ее механизма.
- •40. Количественные соотношения между скоростью химической реакции и концентрацией реагентов в зависимости от порядка химической реакции.
- •41. Теория активных соударений (Аррениуса). Понятие об энергии активации и ориентационном (вероятностном) факторе. Ограничения теории активных соударений.
- •43. Термодинамическая форма основного уравнения теории переходного комплекса
- •44. Сравнительный анализ теории активных соударений и теории переходного комплекса
- •45.Кислотно-основной катализ как пример гомогенных каталитических процессов.
- •47. Сравнительный анализ мультиплетной теории гетерогенного катализа и теории активных ансамблей (Кобозев).
- •48. Ферменты – биологические катализаторы. Основные факторы, определяющие сложный характер зависимости скорости реакции ферментативного процесса от концентрации субстрата.
- •49. Уравнение Михаэлиса-Ментен, условия его применения
- •51. Основные способы линерилизации уравнения Михаэлиса-Ментен для графического определения величин Km и Vmax. Сравнительный анализ их преимуществ и недостатков.
- •52. Окислительно-восстановительные реакции и электрохимия. Классификация и характеристика электрохимических процессов.
- •53. Механизм возникновения потенциала Нернста (электродный потенциал).
- •54.Диффузный потенциал, механизм возникновения и биологическая значимость.
- •55. Межжидкостный фазовый потенциал, механизм возникновения и биологическая значимость.
- •56.Электрохимические элементы и их использование в биологических исследованиях
- •57. Типы электродов(электроды 1,2 типа и редокс-электроды).
- •58. Электродные реакции, правила записи и потенциалообразующие ионы в случае электродов разных типов
- •59. Уравнение Нернста для электродов разных типов: стандарт электроды, стандартный водородный электрод.
- •60. Примеры использования электрохимических элементов в биологических исследованиях.
- •61.Поверхностные явления и адсорбция. Обзор сорбционных явлений.
- •62. Природа адсорбционного взаимодействия. Поверхностное натяжение и природа вещества.
- •63. Равновесие фаз при искривлённой поверхности раздела. Уравнение Лапласса.
- •64. Уравнение Томпсона и его следствия.
- •65. Роль сорбционных явлений в биологии.
- •66. Связь между уравнением Ленгмюра и уравнением адсорбции по Гиббсу.
- •67.Основные направления исследований и задачи коллоидной химии.
- •68. Классификация коллоидных систем по кинетическим свойствам дисперсной фазы, по размеру частиц дисперсной фазы, по агрегатному состоянию дисперсной фазы и дисперсной среды.
- •69. Коллоидные растворы и их основные свойства. Явление электрофореза.
- •70. Диализ и электродиализ как способы очистки коллоидных растворов от примесей.
- •71. Оптические свойства коллоидных растворов. Уравнение Рэллея и условия его применения.
- •72. Голубизна неба, красный закат как отражение оптических свойств коллоидных систем.
- •73. Молекулярно-кинетические свойства коллоидных растворов.
- •74. Описание механизма броуновского движения как основы молекулярно-кинетической теории строения вещества.
- •75. Уравнения Эйнштейна, Смолуховского и их использование для доказательства молекулярно-кинетической теории строения вещества.
- •76.Кинетическая устойчивость дисперсионных систем и седиментационное равновесие.
- •77. Седиментационное равновесие. Скорость оседания (всплытия) частиц дисперсной фазы. Методы достижения седиментационного равновесия.
- •78. Строение коллоидных частиц.
- •79.Электроосмос и электрофорез. Электрокинетический потенциал и механизм его возникновения
- •80.Равновесие Гиббса-Доннана и его значение для поддержания постоянного солевого состава клетки
- •81. Лиофобные и лиофильные коллоидные системы. Основные причины высокой термодинамической устойчивости лиофильных коллоидых систем.
- •82. Агрегативная устойчивость коллоидных систем
- •84. Свойства растворов высокомолекулярных соединений.
14. Изменение энтропии изолированной системы; критерии достижения термодинамического равновесия в изолированной системе.
Для изолированной системы Q = 0, так как система не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией, и
ΔS ≥ 0
Для обратимого процесса
ΔS = 0;
для необратимого энтропия системы увеличивается:
ΔS > 0
Какие бы процессы ни протекали в изолированной системе, ее энтропия не может уменьшаться.
Так как самопроизвольные процессы в изолированных системах идут с увеличением энтропии, то при достижении равновесия энтропия изолированной системы будет максимальной, а ее изменение равно нулю:
Sравн. = Smax, (3.22)
ΔS = 0. (3.23)
Уравнения (3.22; 3.23) – критерии равновесия изолированных систем.
15. Основной смысл и значение второго закона термодинамики.
Все многообразие процессов, происходящих в окружающем нас мире – в природе, в производственных и других условиях, можно разделить на три группы: 1) процессы, для совершения которых требуется затрата работы извне в количестве, прямо пропорциональном производимому изменению. 2) процессы, для течения которых не требуется затраты работы извне и в результате которых не может быть потеряна работа против внешних сил. 3) процессы, которые, могут протекать самопроизвольно, т.е. без затраты работы извне, причем в результате их может быть потеряна работа против внешних сил в количестве, пропорциональном произведенному изменению. Примерами процессов первой группы может служить поднятие какого-либо тела на более высокий уровень, разложение воды действием электрического тока и т.д. Примерами процессов второй группы являются передвижение шара по строго горизонтальной плоскости, или качание маятника без трения. К третьей группе принадлежат такие процессы, как опускание груза на более низкий уровень, взаимная нейтрализация сильной кислоты сильным основанием, любая реакция, используемая в работающем гальваническом элементе, сгорание горючего, взрыв, ржавление железа и т.д. Процессы этой группы называют положительными, в отличие от процессов первой группы, которые называют отрицательными. Основными положениями первого закона, как мы видели, являются утверждения о постоянстве количества внутренней энергии, содержащейся в изолированной системе, и об эквивалентности различных форм энергии, а так же соотношения, связывающие изменения внутренней энергии системы с количеством поступившей теплоты и произведенной работы. При этом первый закон не касается характера, возможности и направления тех процессов, при которых могут или будут происходить те или иные превращения энергии. Другими словами, с точки зрения первого начала термодинамики все процессы происходящие без нарушения закона сохранения энергии, возможны. Однако опыт показывает, что самопроизвольные процессы в природе протекают только в определенных направлениях и до определенного предела. Поэтому первое начало термодинамики необходимо дополнить началом, которое позволяло бы судить о направлениях самопроизвольных процессов и пределах их протекания. Таким началом является эмпирический закон, установленный на основании большого человеческого опыта. Справедливость этого закона подтверждается тем, что ни на одно из его следствий не находится в противоречии с опытом. Второе начало термодинамики тесно связано с существованием необратимых процессов. Прежде всего познакомимся с понятиями необратимые и обратимые процессы в термодинамическом смысл.