- •Государственное бюджетное образовательное учреждение
- •Предисловие
- •Тематические разделы дисциплины «Химия»
- •1. 1. Растворы. Способы выражения концентрации растворов
- •Контрольные вопросы
- •Типовые задачи
- •Тестовые задания для самоконтроля
- •Контрольные задания
- •Литература
- •1.2. Введение в титриметрический анализ. Метод нейтрализации
- •Контрольные вопросы
- •Типовые задачи
- •Тестовые задания для самоконтроля
- •Контрольные задания
- •Литература
- •1.3. Оксидиметрия. Перманганатометрия.
- •Контрольные вопросы
- •Типовые задачи
- •Тестовые задания для самоконтроля
- •Контрольные задания
- •Литература
- •1.4. Элементы химической термодинамики
- •Контрольные вопросы
- •Типовые задачи
- •Тестовые задания для самоконтроля
- •Контрольные задания
- •Литература
- •1.5. Энергетика химических процессов
- •Контрольные вопросы
- •Типовые задачи
- •Тестовые задания для самоконтроля
- •Контрольные задания
- •Литература
- •1.6. Коллигативные свойства растворов. Осмос.
- •Контрольные вопросы
- •Типовые задачи
- •Тестовые задания для самоконтроля
- •Контрольные задания
- •Литература
- •1.7. Водородный показатель среды растворов – pH.
- •Контрольные вопросы
- •Типовые задачи
- •Тестовые задания для самоконтроля
- •Контрольные задания
- •Литература
- •1.8. Буферные системы
- •Контрольные вопросы
- •Типовые задачи
- •Тестовые задания для самоконтроля
- •Контрольные задания
- •Литература
- •1.9. Электрохимия. Потенциометрия.
- •Контрольные вопросы
- •Типовые задачи
- •Тестовые задания для самоконтроля
- •Контрольные задания
- •Литература
- •1.10. Окислительно-восстановительные потенциалы и электроды
- •Контрольные вопросы
- •Типовые задачи
- •Тестовые задания для самоконтроля
- •Контрольные задания
- •Литература
- •1.11. Комплексные соединения
- •Контрольные вопрросы
- •Типовые задачи
- •Тестовые задания
- •Контрольные задания
- •Литература
- •1.12. Поверхностные явления. Способы получения и свойства коллоидных растворов.
- •Контрольные вопросы
- •Тестовые задания
- •Контрольные задания
- •Литература
- •1.13. Свойства растворов высокомолекулярных веществ (вмв)
- •Контрольные вопросы
- •Типовые задачи
- •Тестовые задания
- •Контрольные задания
- •Литература
- •1.14. Биогенные элементы
- •Контрольные вопросы
- •Типовые задачи
- •Тестовые задания
- •Темы рефератов
- •Литература
- •2. Инструкция по охране труда и пожарной безопасности для студентов при работе в лабораториях кафедры химии
- •2.1. Общие требования безопасности
- •2.2. Требования безопасности перед началом работы
- •2.3. Требования безопасности во время работы
- •2.4. Требования безопасности в аварийных ситуациях
- •2.5. Требования безопасности по окончании работы
- •3. Кодификатор зачетной работы дисциплины «Химия» для студентов I курса специальностей
- •060101- Лечебное дело; 060103-педиатрия
- •Характеристика зачетной работы и инструкция по ее выполнению
- •Часть 2
- •Часть 3
- •Заключение
- •Глоссарий
- •Ответы на тестовые задания
- •Приложения
- •1. Основные физико-химические константы
- •2. Важнейшие единицы си и их соотношение с единицами других систем
- •3. Приставки для дольных и кратных единиц си
Литература
Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. для вузов / Ю. А. Ершов, В.А. Попков, А.С. Берлянд и др.; Под ред. Ю.А. Ершова. – 5-е изд., стер. – М.: Высш.шк., 2005. – С. 10 – 21, 34 – 35.
Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. пособие для студентов медицинских спец. вузов / Ю.А. Ершов, А.М. Кононов, С.А. Пузаков и др.; Под ред. Ю.А. Ершова, В.А. Попкова. – М. : Высш. шк., 2008. – С. 17-22.
1.5. Энергетика химических процессов
Второе начало термодинамики
Существуют различные равнозначные по смыслу формулировки 2-го начала термодинамики.
М.В.Ломоносов (1850): теплота не может переходить сама собой от более холодного тела к более теплому.
Современная формулировка: энергия любого вида может переходить от одного тела к другому только в том случае, если термодинамический потенциал её у первого тела выше, чем у второго.
Для процессов, протекающих при р = соnst и Т = соnst, роль термодинамического потенциала выполняет энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал), а в случае процессов, протекающих при V=соnst и Т = соnst – энергия Гельмгольца ΔF (изохорно-изотермический потенциал).
Поэтому в химической термодинамике пользуются следующей формулировкой 2-го начала термодинамики: в условиях постоянной температуры и давления самопроизвольно могут протекать только такие процессы, при которых система способна совершать работу против внешних сил, то есть для которых изменение энергии Гиббса – величина отрицательная. Для расчетов пользуются следующими формулами:
ΔG0х.р. = ∑ΔG0 (обр. прод) – ∑ΔG0 (обр. реаг.)
ΔG0 = ΔН0 – ТΔS0,
ΔS0х.р. = ∑ΔS0(прод.) – ∑ΔS0(реаг.)
ΔG0пр. = ΔН0 – ТΔS0.
Процессы подразделяются на самопроизвольные и несамопроизвольные.
Самопроизвольные процессы – процессы протекающие без сообщения энергии системе извне. Они протекают до установления равновесия в термодинамической системе. К ним относят переход теплоты от горячего тела к холодному, расширение газа при подвижных границах раздела система – среда, реакции протекающие с выпадением осадка, реакции протекающие с выделением газа и т.д. За счет самопроизвольных процессов может быть совершена работа: например, за счет разности давлений можно получить механическую работу; за счет разности температур может работать тепловой двигатель или термопара, при установлении химического равновесия можно получить электрическую работу в гальваническом элементе.
Несамопроизвольные процессы – процессы протекающие при сообщении системе энергии извне. В результате таких процессов система удаляется от состояния равновесия. Примерами таких процессов служит подъем тела в гору («сизифов труд»), переход теплоты от более холодного тела к более нагретому (в холодильных машинах), разложение воды на водород и кислород, разложение перманганата калия, возгонка нафталина и т.д.
Энергия Гиббса и Гельмгольца
При Т, Р =const (изохорно-изотермические условия) критерием самопроизвольности является изобарно-изотермический потенциал (энергия Гиббса) G = Н – TS
ΔG = ΔН – TΔS
При ΔG = 0 – равновесие;
ΔG < 0 – самопроизвольный процесс;
ΔG > 0 – не самопроизвольный процесс.
Знак и величина ΔG определяется энтальпийным ΔН и энтропийным факторами TΔS. Возможные случаи зависимости энтальпийного и энтропийного фактора:
ΔН = 0 |
TΔS > 0 |
ΔG = – TΔS |
ΔG < 0 |
ΔН < 0 |
TΔS = 0 |
ΔG = – ΔН |
ΔG < 0 |
ΔН < 0 |
TΔS > 0 |
ΔG = – ΔН – TΔS |
ΔG < 0 |
ΔН > 0 |
TΔS < 0 |
ΔG = ΔН + TΔS |
ΔG > 0 |
ΔН < 0 |
TΔS < 0 |
ΔG = ΔН – TΔS |
ΔG < 0, ΔG > 0, ΔG = 0 |
ΔН > 0 |
TΔS > 0 |
ΔG = ΔН – TΔS |
ΔG < 0, ΔG > 0, ΔG = 0 |
При T,V = const, критерием самопроизвольности является изохорно-изотермический
потенциал (энергия Гельмгольца) F = U – TS ΔF = ΔU – TΔS.
Особенности организации живых систем:
- биологические системы являются открытыми;
- процессы в живых системах в конечном итоге необратимы;
- живые системы не находятся в состоянии равновесия;
- все биологические системы гетерогенны.