«профессор _ К.С. Эльбекьян Вопросы к контрольной работе №1 по разделу «Термодинамика, кинетика и катализ» 1. Понятие термодинамической системы. Системы гомогенные, ...»

«Утверждаю»

зав. кафедрой общей и биологической химии

профессор _________ К.С. Эльбекьян

Вопросы к контрольной работе №1 по разделу

«Термодинамика, кинетика и катализ»

1. Понятие термодинамической системы. Системы гомогенные, гетерогенные, открытые, закрытые, изолированные. Приведите примеры таких систем медико-биологического профиля. Основные параметры системы. Термодинамические процессы.

2. Понятие термодинамического процесса. Приведите примеры изобарных, изохорных и изотермических процессов. Какой тип процессов рассматривается в термодинамических моделях живых систем? Поясните почему.

3. Первое начало термодинамики: формулировка, математическое выражение. Энтальпия. Эндотермические и экзотермические реакции, примеры.

4. Закон Гесса: формулировка, математическое выражение. Следствия из закона Гесса. Использование термохимических расчетов в медицине.

5. Понятия о самопроизвольно протекающих процессах. Энтропия - как функция состоя-ния системы. Зависимость энтропии от агрегатного состояния вещества, его природы и температуры.

6. II закон термодинамики: сущность, формулировка, математическое выражение для изолированных систем.

7. Объясните, что означает: а) изменение энтальпии реакции; б) изменение энтропии ре-акции. При каких значениях Н, G и S реакция протекать самопроизвольно не может?

8. Стационарное состояние. Понятие энтропии живых систем. Теорема Пригожина.

9. Приведите объясните повозрастную динамику изменения энтропии в живых системах, используя понятия энтропии и негэнтропии.

10. Дайте определение понятиям: стационарное состояние, равновесное состояние, пере-ходное состояние. Параметры системы и функции состояния.

11. Первое следствие из закона Гесса. Стандартные энтальпии образования простых и сложных веществ. Вычислите стандартную энтальпию реакции:

2H2S(г) + SO2(г) 3S(тв) + H2O(г), используя табличные значения стандартных энтальпий образования веществ.

Но(H2S) = -20 кДж/моль

Hо(SO2) = -297 кДж/моль

Hо(H2O) = -242 кДж/моль

12.Второе следствие из закона Гесса Стандартная энтальпия сгорания вещества. Вычислите стандартную энтальпию реакции:

С6Н6 (ж) + 3Н2 (г) = С6Н12(ж), используя значения стандартных энтальпий сгорания веществ.

Hосг(С6Н6) = -3910,28 кДж/моль

Носг(Н2) = -286 кДж/моль

Носг(С6Н12) = -3920 кДж/моль

13. Энергия Гиббса как обобщающая термодинамическая функция: связь с энтальпийным и энтропийным факторами. Общая формулировкаII закона термодинамики для любых систем.

14. Понятие экзэр- и эндэргонических процессов. Принцип энергетического сопряжения на примере реакций, протекающих в организме.

15. Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Закон действующих масс для обратимых процессов: формулировка, математическое выражение

16.Вывод константы химического равновесия с использованием ЗДМ. Связь значения константы равновесия с изменением энергии Гиббса обратимого процесса.

17.Химическое равновесие, принцип Ле-Шателье, его значение для характеристики смещения химического равновесия. Приведите примеры смещения химического при изменении следующих параметров: а) температуры; б) парциального давления; в) концентрации исходных веществ и продуктов реакции.

18.Используя закон действующих масс, выведите константу равновесия для обратимого процесса: СН4(г) + СО2(г) 2СО (г) +2Н2(г)

Роль константы химического равновесия для характеристики обратимых процессов.

19.Используя закон действующих масс, выведите константу равновесия для обратимого процесса:

3Fe2O3(т) +H2 (г) 2Fe3O4 (т) +H2O (ж)

От каких факторов зависит константа химического равновесия?

20. Сформулируйте принцип смещения химического равновесия. Приведите примеры смещения химического равновесия при изменении следующих параметров: а) температуры; б) парциального давления; в) концентрации исходных веществ и продуктов реакции.

21. Сформулируйте принцип смещения химического равновесия. В каком направлении сместится химическое равновесие в системе:

2NO(г) + O2(г) 2NO2(г) ; H< 0

при изменении следующих параметров:

а) повышении парциального давления;

б) понижении температуры;

б) повышении концентрации кислорода. Ответ обоснуйте.

22. Какие реакции называются: а) гомогенными; б) гетерогенными; в) простыми;

г) сложными. Приведите соответствующие примеры.

23.Дайте понятия молекулярности и порядка реакции. Определите порядок и молекулярность простых одностадийных реакций :а) АgCl(т) Аg+(р-р) + Cl-(р-р)

б) С12Н22О11 + Н2О С6Н12О6 + С6Н12О6

24. Скорость гомогенных реакций; средняя и истинная скорость химической реакции. Формулировки, математические выражения. Перечислите факторы, влияющие на скорость гомогенной реакции.

25. Скорость гетерогенных реакций. Формулировка, математическое выражение. Факторы, влияющие на скорость гетерогенной реакции. Приведите два примера гетерогенных реакций.

26. Зависимость скорости реакции от температуры, особенности для биохимических процессов. Правило Вант-Гоффа. Температурный коэффициент и его физический смысл.

27.Закон действующих масс (ЗДМ): формулировка, математическое выражение. Физический смысл константы скорости реакции. Напишите кинетические уравнения для для реакций: а) СаС2(т) + 2Н2О(ж) = Са(ОН)2(т) +С2Н2(г) ;

б) 2СО(г) + О2(г) = 2СО2(г)

28. Теория активных столкновений. Природа энергии активации. Переходное состояние. Ответ поясните, используя энергетический профиль течения экзотермической реакции.

29. Энергетический профиль течения эндотермической реакции. Энергия активации и зависимость ее от разных факторов. Источники активации реагирующих веществ.

30. Энергетический профиль течения экзотермической реакции. Энергия активации и зависимость ее от разных факторов. Источники активации реагирующих веществ.

31.Энергия активации реакции и взаимосвязь ее с константой скорости реакции. Уравне-ние Аррениуса, его анализ.

32. Катализ и катализаторы.. Общие положения теории катализа. Гомогенный и гетерогенный катализ.

33.Положительный и отрицательный катализ. Энергетический профиль каталитической реакции. Каталитические яды.

34. Ферментативный катализ. Химическая природа ферментов и их биологическая роль. Отличия ферментов от неорганических катализаторов. Специфичность ферментов.

35. Зависимость скорости ферментативной реакции от: а) температуры; б) рН среды; в) концентрации фермента. Ответ поясните графиками.

36. Особенности кинетики ферментативной реакции. Графическая зависимость влияния концентрации субстрата на скорость ферментативной реакции (при постоянной концен-трации фермента). Уравнение Михаэлиса-Ментен и его анализ.

Обсуждено на заседании кафедры

«___»_____________ 2016