9.Химическое равновесие. Обратимые и необратимые по направлению реакции. Термодинамические условия равновесия в изолированных и закрытых системах. Константа химического равновесия.

Химическое равновесие–это такое состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакций равны между собой.

Все химические реакции делятся на обратимые и необратимые.          Обратимые химические  реакции – это реакции, одновременно протекающие в прямом и обратном направлениях  в одних и тех же условиях.

    Например:                                                                                   

                 H2 + I2 ↔ 2HI (1)                            

             CaCO3 ↔ CaO + CO2 (2)        

     

• Необратимые химические реакции – это реакции, протекающие в одном направлении до полного превращения реагирующих веществ в  продукты реакции.        

   Например :            

    Na2SO4 + BaCl2  BaSO4↓ +  2NaCl                            

Необратимая реакция заканчивается тогда, когда полностью расходуется хотя бы одно из исходных веществ. Необратимыми являются реакции горения; многие реакции термического разложения сложных веществ; большинство реакций, в результате  которых образуются осадки или выделяются газообразные вещества, и др.

Химическое равновесие является подвижным и  может сохраняться долго при неизменных внешних условиях: температуры, концентрации исходных веществ или    конечных продуктов, давления (если в реакции участвуют газы).

   Если изменить эти условия, можно перевести систему из одного равновесного состояния в другое, отвечающее новым условиям.

Состояние химического равновесия характеризуется особой величиной –константой равновесия. 

Пусть некоторая реакция описывается уравнением: aA + bB = cC + dD

• a, b, c, d - коэффициенты уравнения реакции;

• A, B, C, D - химические формулы веществ.

Константа равновесия:

[C]^c[D]^d

K = ————————

[A]^a[B]^b

Квадратные скобки показывают, что в формуле участвуют молярные концентрации веществ.

10.Общая константа последовательно и параллельно протекающих процессов. Уравнения изотермы и изобары химической реакции. Прогнозирование смещения химического равновесия. Понятие о буферном действии, гомеостазе и стационарном состоянии живого организма.

Пусть некоторая реакция описывается уравнением: aA + bB = cC + dD

• a, b, c, d - коэффициенты уравнения реакции;

• A, B, C, D - химические формулы веществ.

Константа равновесия:

[C]^c[D]^d

K = ————————

[A]^a[B]^b

Уравнение изотермы химической реакции:

ΔGр-я = RTln(Πc/Kc)

Уравнение изобары химической реакции

K2 ΔrH

ln K1 = R ((1/T1) – (1/T2))

Прогнозирование смещения химического равновесия. С помощью уравнения изотермы можно рассчитать G реакции при заданном значении Πc, если известна Kc реакции. И наоборот, если известна G реакции при заданном Πc, то можно рассчитать Kc.

Гомеостаз - относительное динамическое постоянство внутренней среды (крови, лимфы, тканевой жидкости) и устойчивость основных физиологических функций (кровообращения, дыхания, терморегуляции, обмена веществ и т. д.) организма человека и животных. Регуляторные механизмы, поддерживающие физиологическое состояние или свойства клеток, органов и систем целостного организма на оптимальном уровне, называются гомеостатическими.

Учение о гомеостазе - это учение о жизненных процессах, имеющих только одну цель: поддержание постоянства условий жизни во внутренней среде, как необходимый элемент свободной и независимой жизни.

Основная функция буферных систем предотвращение значительных сдвигов рН путём взаимодействия буфера как с кислотой, так и с основанием. Действие буферных систем в организме направлено преимущественно на нейтрализацию образующихся кислот.

В организме одновременно существует несколько различных буферных систем. В функциональном плане их можно разделить на бикарбонатную и небикарбонатную. Небикарбонатная буферная система включает гемоглобин, различные белки и фосфаты. Она наиболее активно действует в крови и внутри клеток.

Организм можно определить как физико-химическую систему, существующую в окружающей среде в стационарном состоянии. Именно эта способность живых систем сохранять стационарное состояние в условиях непрерывно меняющейся среды и обусловливает их выживание. Для обеспечения стационарного состояния у всех организмов - отморфологически самых простых до наиболее сложных - выработались разнообразные анатомические, физиологические и поведенческие приспособления, служащие одной цели - сохранению постоянства внутренней среды.

11. Химическая кинетика как основа для изучения скоростей и механизмов биохимических процессов. Скорость реакции, средняя скорость реакции в интервале, истинная скорость. Факторы, влияющие на скорость реакции.

Химическая кинетикаизучает скорости химических реакций, их зависимость от различных факторов и механизмы реакций. Последо­вательность и характер стадий химических реакций называют меха­низмом реакции.  Скорость химической реакции (v) определяется изменением кон­центрации Ас реагирующих веществ (или продуктов реакции) в еди­ницу времени. Размерность скорости химической реакции — кон­центрация/время:  _,наиболее употребляемая единица измерения — моль на литр-секунду (моль/л*с)

Скорость химической реакции в общем случае не является по­стоянной в течение всего времени ее протекания. Рассмотрим обра­тимую реакцию: Скорость прямой реакции(образование веществ D и F) уменьшается по мере расходования исходных веществ (А и В), а скорость обрат­ной реакции будет увеличиваться по мере накопления продуктов ре­акции (D и F). В связи с этим в химической кинетике пользуются понятиемсредней скорости в данном интервале времени Δt:   Истинная скорость (в любой момент времени) определяется первой производной концентрации по времени:   Скорость химической реакции зависит в первую очередь от при­роды реагирующих веществ. Скорость гомогенной реакции зависит от концентрации реагентов, а гетерогенных — от площади соприка­сающихся фаз, т. е. степени дисперсности. Скорости всех реакций зависят от температуры, многих реакций — от присутствия катализа­торов.

12. Классификации реакций, применяющиеся в кинетике: реакции, гомогенные, гетерогенные и микрогетерогенные; реакции простые и сложные (параллельные, последовательные, сопряженные, цепные). Молекулярность элементарного акта реакции. Кинетические уравнения. Порядок реакции. Период полупревращения.

По фазовому состоянию реагентов реакции бывают гомогенные (однородные) и гетерогенные(неоднородные). В гомогенных реакциях все взаимодействующие вещества находятся в одной фазе (газовой, жидкой или твердой). Зоной реакции при проведении гомогенных реакций служит весь реакционный объем. В гетерогенных процессах реагенты, принимающие участие в реакции, находятся в разных фазах. В реакционном объеме одновременно находятся две или более фазы, а химическая реакция протекает на границе раздела фаз или в объеме одной из фаз.

По механизму различают простые и сложные реакции. Простые реакции осуществляются посредством однотипных элементарных ак­тов. Под элементарным актом понимают единичный акт взаимодей­ствия или превращения частиц, в результате которого образуются новые частицы продуктов реакции или промежуточных соединений. В элементарном акте принимает участие одна или две частицы (опи­саны единичные случаи одновременного взаимодействия трех час­тиц).

Для осуществления сложных реакций необходимы разнотипные (не менее двух) элементарные акты. Различают следующие типы сложных реакций: параллельные, последовательные, сопряженные, цепные. Для параллельных реакций характерно протекание несколь­ких процессов с участием одних и тех же исходных веществ. Эти процессы завершаются образованием разных продуктов реакции. Скорость параллельных реакций определяется наиболее быстрой стадией. В последовательных реакциях образование конечного про­дукта реакции из исходных веществ происходит не непосредственно, а через ряд промежуточных продуктов. Скорость последовательной реакции определяется наиболее медленной стадией, которая называ­ется лимитирующей. Некоторые сложные реакции состоят как из последовательных, так и параллельных

В любом элементарном акте участвует одна, две или (очень ред- ко) три частицы. Таким образом, для каждой элементарной реакции можно указать её молекулярность.

В мономолекулярных реакциях участвует одна молекула, кото- рая либо распадается на две части, либо перегруппировывает свои атомы.

В бимолекулярном процессе происходит столкновение двух частиц, что приводит к их химическому превращению.

Тримолекулярные элементарные реакции, в которых происхо- дит одновременное столкновение трёх частиц с последующим обра- зованием продуктов, обнаруживаются редко. Вероятность истинной тримолекулярной стадии в газовой фазе очень мала: тройные столк- новения происходят гораздо реже (1:1000), чем двойные. реакций.

Уравнение, описывающее зависимость скорости реакции (v) от концентрации (с)реагирующих веществ, называется кинетическим. Порядок реакцииопределяют, сопоставляя изменение величин начальной концентрации (с₀) и периода полупревращения (t_0,5). Реакции, для которых наблюдается прямая зависимость между изменениями значений с₀ иt_0>5, относятся к реакциям нулевого порядка; ре-акции с обратной зависимостью величин с₀ и t₀₅ — к реакциям второго порядка; реакции, в которыхt_O,5*f{c_a) — к реакциям первого порядка

Важной характеристикой реакции является период полупревра­щения t_0 5 — время, за которое в реакцию вступает половина исход­ного вещества. Для радионуклидов аналогичная величина называет­ся периодом полураспада.