Питання для контролю знань. 6 страница

Биофизическая химия. К, Вища школа, с.80-90, 123-126.

4. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия. М., Высшая школа, 1975. с. 96-100.

ЗАНЯТТЯ № 12

1. ТЕМА: Колігативні властивості розчинів.

2. ОБҐРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Колігативні властивості розчинів (дифузія, осмос та ін.) обумовлюють найважливіші аспекти життє­діяльності організму. Осмотичний тиск обумовлює розподіл води і поживних речовин між різними органами і тканинами організму. Ме­ханізм осмосу залежить від природи мембран. За рахунок вибіркової проникності мембран відбувається перенесення поживних речовин і виведення продуктів метаболізму. Вивчення осмотичних явищ показало, що в середині клітини осмотичний тиск більший, ніж у позаклітинній рідині. Методи осмометрії, кріометріі та ебуліометріі використову­ються для дослідження біологічних рідин, визначення їх осмоляльності, середньої молекулярної маси білка та молекулярних мас інших фізіологічно активних сполук.

3. МЕТА. Сформувати уявлення про колігативні властивості розчинів та їх значення для життєдіяльності організму. Виконати осмометричні дослідження, підібрати гіпо-, гіпер- та ізотонічні розчини для еритроцитів крові.

Студент повинен знати:

- суть колігативних властивостей розчинів: дифузії, осмосу, зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином, зниження температури замерзання і підвищення температури кипіння розчинів;

- закони Фіка, Оствальда, Рауля;

- суть термінів: ізотонічний, гіпертонічний, гіпотонічний розчин;

- суть процесів гемолізу та плазмолізу;

- можливості застосування методів осмометрії, кріоскопії та ебуліоскопії.

вміти:

- робити обчислення за рівняннями Оствальда, Рауля, формулами методів кріоскопії та ебуліоскопії;

- проводити порівняльний аналіз розчинів для визначення їх дії як ізотонічних, гіпертонічних, або гіпотонічних.

оволодіти навичками:

- проведення найпростіших осмометричних досліджень біологічних рідин;

- визначення процесів гемолізу і плазмолізу.

4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ І НАВИЧКИ, НЕОБХІДНІ ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.

1) Поняття про розчини електролітів та неелектролітів.

2) Теорія розчинів.

3) Концентрація розчинів.

4) Теорія електролітичної дисоціації, поняття про сильнітаслабкі електроліти, ступінь та константу дисоціаці.

(Матеріал шкільної програми з хімії та попередніх занять).

5. ГРАФ ЛОГІЧНОЇ СТРУКТУРИ

Колігативні Значення колігативних

властивості розчинів властивостей розчинів

(неелектролітів та електролітів) для життєдіяльності

організму

Дифузія Осмос

(закон Фіка) (закон Вант-Гоффа) Зниження тиску насиченої

пари розчинника над

розчином (закон Рауля)

осмометрія; кріоскопія, ебуліоскопія

ізотонічні, гіпертонічні,

гіпотонічні розчини,

плазмоліз, гемоліз

визначення осмоляльності

біологічних рідин

Спостереження явища осмосу в осмометрі,

та явищ гемолізу і плазмолізу.

6. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ (самостійна позааудиторна робота студентів)

Зміст і послідовність дій	Вказівки до навчальних дій
1. Колігативні властивості розведених розчинів неелектролітів.	1.1. Дифузія, закон Фіка, рівняння Ейнштейна. 1.2. Осмос, осмотичний тиск, закон Вант-Гоффа. 1.3. Явище осмосу у природі, біологічне значення осмосу, осмометрія, поняття про зворотний осмос. 1.4. Відносне зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином. Закон Рауля 1.5. Наслідки закону Рауля. Кріо- та ебуліоскопія.
2. Особливості колігативних власти-востей розчинів електролітів та біологічних рідин	2.1. Поняття про ізотонічний коефіцієнт. 2.2. Гіпо-, гіпер- та ізотонічні розчини. Плазмоліз та гемоліз. 2.3. Онкотичний тиск. 2.4. Внесок електролітів, неелектролітів, біополімерів у загальне значення осмотичного тиску біологічних рідин.

7. ЗАВДАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

(самостійна позааудиторна робота студентів)

1) Що обумовлює величину осмотичного тиску плазми крові?

2) У чому суть поняття "ізотонічний коефіцієнт Вант-Гоффа"?

3) У чому полягає відмінність дії морської води від річкової на очі людини, яка пірнає?

4) В якому випадку перший розчин є гіпертонічним по відношенню до другого?

а) розчин сахарози (5 моль/л) і розчин сечовини (5 моль/л);

б) розчин глюкози (1 моль/л) і розчин сахарози (0,1 моль/л);

в) розчин сахарози (0,1 моль/л) і розчин нітрату калію (0,08 моль/л);

г) розчин нітрату калію (0,1 моль/л) і розчин хлориду кальцію

(0,8 моль/л).

5) Над яким розчином тиск насиченї водяної пари буде максимальним, що призведе до мінімальної температури кипіння цього розчину?

а) розчин хлориду кальцію (0,4 моль/л);

б) розчин хлориду калію (1,0 моль/л);

в) розчин сечовини (0,4 моль/л);

г) розчин сахарози (1,0 моль/л).

6) При розчиненні 13 г камфори в 400 г диетилового ефіру темпера­тура кипіння підвищилась на 0,453°. Визначити молярну масу камфори.

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ

1) Величина осмотичного тиску плазми крові обумовлена вмістом електролітів, концентрацією низькомолекулярних неелектролітів і біополімерів. Вирішальну роль відіграють катіони та аніони електролітів. Осмотичний тиск крові людини при 37°С досягає величини 0,74-0,78 МПа. Внесок колоїдних частинок та біополімерів (онкотичний тиск) значно менший - до 0,004 МПа (до 5%). Постійність осмотичного тиску в крові людини регулюється шля­хом виділення парів води при диханні, роботою нирок, виділен­ням поту та ін.

2) Ізотонічний коефіцієнт Вант-Гоффа дозволяє врахувати вплив на колігативні властивості розчинів збільшення кількості частинок у розчинах електролітів, що відбувається внаслідок їх дисоціа­ції. При повній дисоціації (ступінь дисоціації α = 1,0) з одно­го моль електроліту утворюється n моль іонів, що поводяться як самостійні частинки в розчині (для розведених розчинів). Ізотонічний коефіцієнт визначається за формулою: i = 1+α(n-1)

3) Загальна концентрація розчинених речовин (перш за все солей)

в очній тканині є вищою, ніж їх концентрація в прісній воді і нижчою, ніж у морській воді. При контакті з прісною водою очна тканина внаслідок осмосу "розбухає" (відчуття різі в очах), а при контакті з морською водою дещо "всихає" (почерво­ніння очного яблука).

4) У випадку б). Одномолярний розчин глюкози є гіпертонічним до децимолярного розчину сахарози, тому що він містить більшу кількість молекул і його осмотичний тиск буде більшим. У випадках в) і г) треба врахувати певну дисоціацію розчинених солей, які є сильними електролітами. У цих випадках певні роз­чини будуть гіпотонічними по відношенню до других.

5) Над розчином в). Над розчином з концентрацією 0,4 моль/л сечо­вини тиск насиченої водяної пари буде максимальним, тому що кількість розчинених частинок у ньому буде мінімальною.

6) Згідно з наслідком із закону Рауля: Δt_к= E × C_m,

підвищення температури кипіння розчину (Δt_к) пропорційне моляльній (С_m) концентрації розчиненої речовини. Змінимо рівняння відносно моляльної концентрації і перетворимо його у форму, необхідну для розрахунку молярної маси розчине­ної речовини:

де: М - молярна маса камфори, г/моль;

Е - ебуліоскопічна константа розчинника,кг×град/моль;

а - маса розчиненої речовини, кг;

В - маса розчинника, кг.

Для діетилового ефіру: Е = 2,12 кг×град/моль

Проводимо розрахунки;

Δt_к = 0,453⁰ a = 13×10^{-3 кг В = 0,4 кг}

ЗАДАЧІ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО РОЗВ’ЯЗУВАННЯ

(самостійна позааудиторна робота студентів)

Задача № 1

Розчин, що містить у 500 мл води 18 г розчиненої речовини, має осмотичний тиск при 0°С 0,0456 MПа. Розрахувати молярну масу розчиненої речовини.

Задача № 2.

Визначити температуру замерзання розчину, що має 1 моль сечовини на кожний кілограм води.

Задача № 3.

Температура замерзання розчину, що містить 1,7 г хлориду цинку

в 0,25 л води, дорівнює -0,23°С.

Визначити ізотонічний коефіцієнт такого розчину.

Задача № 4.

Осмотичний тиск плазми крові людини при 37°С складав 0,77 МПа. Яку масу сахарози треба взяти для приготування 0,5 л розчину, ізотонічного крові?

8. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.

8.1. Визначення осмотичного тиску.

Зібрати прилад для спостерігання явища осмосу - найпростіший осмометр (мал.1). Він складаєтьсяіз посудини з дистильо­ваною водою (1) і зануреної у неї склянки (2). Дном склянки (2) є напівпроник­на мембрана - целофанова плівка (3). У верхній отвір склянки (2) вставляється пробка з капіляром (4). Склянку (2) з капіляром (4) заповнити розчином сахарози з концентрацією 1,5 моль/л, забарвленим для кращого спостерігання у червоний колір. Заповнену склянку (2) занурити у посудину (1) таким чином, щоб рівні розчину в капілярі і води в посудині були однако­вими.

Внаслідок осмосу рівень розчину у капілярі почне підніматися і зупиниться при встановленні динамічної рівноваги (коли швидкість переходу води з посудини (1) у склянку (2) і навпаки стануть рівними). Стовп рідини у капілярі створить додатковий гідростатичний тиск. Після цього виміряти висоту стовпа рідини у капілярі ( h ) відносно рівня дистильованої води у посудині.

Розрахувати величину осмотичного тиску, враховуючи, що вона дорів­нює гідростатичному тиску стовпа рідини:

P_осм. = P_гідр. P_гідр= ρ × g × h, де:

ρ - густина розчину сахарози, кг/м³;

g - прискорення вільного падіння, м/с²;

h- висота стовпа рідини в капілярі, м.

Дані досліду занести в таблицю:

Концентрація розчину, С, моль/м3	ρ, кг/м3	g, м/c2	h, м	Pосм , Па
1,5 × 103	1,14 × 103	9,8

8.2. Спостерігання явищ гемолізу та плазмолізу еритроцитів.

У три пробірки внести послідовно по 2,0 мл розчину з масовою часткою хлориду натрію 0,9 та 10 % і 2 мл дистильованої води. У кож­ну пробірку додати по 2 краплі крові, перемішати скляною паличкою. Помістити на предметне скло по краплі розчину з кожної пробірки, накрити покривним склом. Під мікроскопом спостерігати зміну або збереження форми еритроцитів.

Визначити, яка схема відповідає гемолізу, а яка - плазмолізу ери­троцитів та замалювати їх. Визначити, який розчин був гіпо-, гіпep- та ізотонічним крові.

8.3. Оформлення протоколу лабораторної роботи.

Замалювати у зошиті будову осмометра. Розрахувати величину осмотичного тиску та заповнити таблицю.

Замалювати схеми гемолізу та плазмолізу еритроцитів. Зробити висновок, який розчин був гіпо-, гіпep- та ізотонічним крові.

9. ЛІТЕРАТУРА.

1.Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006, с.

111-126.

2.Медицинская химия: учеб./ В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.

3. Садовничая Л.П., Хухрянский В.Г. Биофизическая химия. Киев.

Вища школа, 1986, с. 49-59.

4. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую

химию. М., Высшая школа. 1989, с. 112-125.

ЗАНЯТТЯ № 13

Підсумковий контроль засвоєння модулю 1

“Кислотно-основні рівноваги та комплексоутворення в біологічних рідинах”.

Перелік питань до підсумкового контролю модулю 1.

Хімія біогенних елементів. Комплексоутворення в біологічних рідинах.

1. Електронна структура біогенних елементів. Типові хімічні властивості елементів та їх сполук (реакції без зміни ступеня окиснення, зі зміною ступеня окиснення, комплексоутворення). Зв’язок між місцезнаходженням s-, p-, d-елементів в періодичній системі та їх вмістом в організмі.

2. Розчини комплексних сполук. Сучасні уявлення про будову комплексних сполук. Класифікація комплексних сполук (за природою лігандів та зарядом внутрішньої сфери).

3. Константи нестійкості та стійкості комплексних іонів. Основи комплексонометрії.

4. Внутрішньокомплексні сполуки. Поліядерні комплекси. Комплексні сполуки в біологічних системах. Уявлення про будову гемоглобіну.

Кислотно-основні рівноваги в біологічних рідинах.

1. Розчини в життєдіяльності. Ентальпійний та ентропійний фактори розчинення та їх зв’язок з механізмом розчинення.

2. Розчинність газів у рідинах та її залежність від різних факторів. Закон Генрі-Дальтона. Вплив електролітів на розчинність газів. Розчинність газів в крові.

3. Розчинність твердих речовин та рідин. Розподіл речовин між двома рідинами, що не змішуються. Закон розподілу Нернста, його значення у явищі проникності біологічних мембран.

4. Рівновага у розчинах електролітів. Закон розведення Оствальда.

5. Дисоціація води. Іонний добуток води. рН біологічних рідин.

6. Добуток розчинності. Умови утворення та розчинення осадів.

7. Типи протолітичних реакцій. Реакції нейтралізації, гідролізу та іонізації.

8. Гідроліз солей. Ступінь гідролізу, залежність його від концентрації та температури. Константа гідролізу.

9. Основи титриметричного аналізу. Методи кислотно-основного титрування. Кислотно-основні індикатори та принципи їх підбору.

10. Буферні системи та їх класифікація, рН буферних розчинів.

11. Механізм дії буферних систем.

12. Буферна ємність та фактори, від яких вона залежить. Буферні системи крові.

13. Колігативні властивості розбавлених розчинів: зниження температури замерзання, підвищення температури кипіння. Закони Рауля. Кріометрія та ебуліометрія.

14. Колігативна властивість розбавлених розчинів – осмос. Осмотичний тиск. Закон Вант-Гоффа. Плазмоліз та гемоліз.

15. Колігативні властивості розбавлених розчинів електролітів. Ізотонічний коефіцієнт. Гіпо-, гіпер- та ізотонічні розчини в медичній практиці. Роль осмосу в біологічних системах.

Модуль 2.

Рівноваги в біологічних системах на межі поділу фаз.

ЗАНЯТТЯ №1.

1. ТЕМА. Теплові ефекти хімічних реакцій в розчинах.

Направленість процесів.

2. ОБҐРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Біоенергетика вивчає перетворення енергії, що відбуваються в організмі. Основним джерелом енергії для організму є хімічна енергія продуктів харчування. Вона витрачається на внутрішні процеси: дихання, кровообіг, метаболізм, секрецію, підтримування сталої температури, а також на виконання зовнішньої роботи. Незважаючи на цілий ряд особливостей енергообміну в організ­мі, теоретичною основою біоенергетики є хімічна термодинаміка з її законами і поняттями. А термохімія, як складова частина термодинамі­ки, дозволяє визначати калорійність продуктів харчування, тобто є важливою для дієтології та лікувального харчування, для вста­новлення норм харчування людей у залежності від їх енерговитрат. Закони і методи термохімії застосовуються для вивчення теплових ефектів біохімічних реакцій.

3. МЕТА. Сформувати уявлення про важливість термодинамічного підходу при дослідженні хімічних та біохімічних процесів. Засвоїти основні поняття термохімії. Опанувати методику найпростіших термо­хімічних досліджень та розрахунків.

Студент повинен знати:

- суть І і ІІ законів хімічної термодинаміки;

- закон Гесса та його наслідки;

- значення закону Гесса для прямої та непрямої калориметрії;

- суть понять: ентальпія, внутрішня енергія, ентропія;

- суть поняття "енергія Гіббса", "енергія Гельмгольца";

- термодинамічні критерії самодовільного перебігу хімічних і біохімічних реакцій;

- суть понять "макроергічні зв’язки", "макроергічні сполуки" і їх значення для живих організмів;

- суть понять "екзергонічні та ендергонічні процеси", "енергетичне супряження в живих організмах";

вміти:

- складати термохімічні рівняння екзо- та ендотермічних реакцій;

- розраховувати теплові ефекти реакцій за значеннями стандартних ентальпій утворення та згоряння;

- визначати калорійність харчових продуктів за значеннями калорій­ності білків, жирів, вуглеводів;

- розраховувати величину зміни енергії Гіббса для реакції за значеннями зміни ентальпії та ентропії;

- оцінювати можливість самодовільного перебігу процесів за значеннями зміни енергії Гіббса або зміни ентальпії та ентропії реакції;

оволодіти навичками:

- проведення найпростіших термохімічних визначень та розрахунків.

4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ І НАВИЧКИ, НЕОБХІДНІ

ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.

1) Поняття про теплові ефекти реакцій, ендо- та екзотермічні реакції.

2) Складання рівнянь хімічних реакцій.

3) Суть реакції нейтралізації.

4) Вміння визначати температуру розчинів за допомогою термометра.

(Матеріал шкільного курсу з хімії)

5. ГРАФ ЛОГІЧНОЇ СТРУКТУРИ.

Хімічна термодинаміка

Предмет і основні І закон термодинаміки ІІ закон поняття термодинаміки

Термохімія

Енергія Гіббса

Закон Гесса та Пряма і непряма його наслідки калориметрія

Критерії направленості при визначенні самодовільних процесів калорійності

продуктів харчування

Особливості термодинаміки Термохімічні

живого організму як відкритої рівняння

системи Розрахунок калорійності

продуктів харчування

Визначення теплового ефекту реакції нейтралізації та

складання термохімічного рівняння цієї реакції.

6. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ

(самостійна позааудиторна робота студентів).

Зміст і послідовність дій	Вказівки до навчальних дій
1. Хімічна термодинаміка як наука.	1.1. Предмет хімічної термодинаміки. 1.2. Основні поняття: - системи, види систем; - параметри системи; - ізобарні, ізохорні, ізотермічні процеси.
2. І закон термодинаміки.	2.1. Теплота і робота як форми перетворення різних видів енергії. 2.2. Суть понять: внутрішня енергія, ентальпія.
3. Термохімія як наука про теплові ефекти хімічних реакцій.	3.1. Зміна ентальпії як тепловий ефект реакції. 3.2. Термохімічні рівняння, система знаків теплових ефектів. 3.3. Розрахунки за термохімічни­ми рівняннями.
4. Закон Гесса та його наслідки.	4.1. Суть закону Гесса та застосування його для розрахунків. 4.2. Стандартні ентальпії (теп­лоти) утворення і згоряння та їх застосу-вання для розрахунків тепло­вих ефектів реакцій. 4.3. Пряма та непряма калоримет­рія при визначенні калорійності хар­чових продуктів.
5. ІІ закон термодинаміки.	1.1. Розрахунок зміни енергії Гіббса у реакції за даними стандартних енергій Гіббса вихідних речовин і продуктів реакції.
6. Термодинамічні потенціали: енергія Гіббса та енергія Гельмгольца.	2.1. Ентальпійні та ентропійні фактори у хімічних реакціях. 2.2. Зміна енергії Гіббса як критерій самодовільного перебігу хімічного процесу.
7. Критерії направленості самодовільних процесів.	3.1. Макроергічні сполуки у живому організмі. АТФ як джерело енергії. 3.2. Енергетичне супряження екзергонічних та ендергонічних про­цесів в організмі. 3.3. Поняття про стаціонарний стан відкритої системи.
8. Особливості термодинаміки живого організму як відкритої системи.

7. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

(самостійна позааудиторна робота студентів).

1) Вказати, в якому випадку реакція е ендотермічною.

а) якщо енергія продуктів дорівнює енергії вихідних речовин;

б) якщо енергія продуктів більша, ніж енергія вихідних речовин;

в) якщо енергія продуктів менша, ніж енергія вихідних речовин;

г) це можна зробити, якщо відомо, виділяється теплота, чи поглинається.

2) Вибрати термохімічні рівняння екзотермічних реакцій:

а) О₂ + 1/2 О₂ = О₃, DН = 142 кДж

б) 1/2 О₂ + Н₂ = Н₂О _(г), DН= - 242 кДж

в) Н₂О + 1/2 О₂ = Н₂О₂, DН = 98,2 кДж

г) Н₂ + 1/2 О₂ = Н₂О _(г), DН = - 285,8 кДж

3) Вказати, для якої з речовин стандартна ентальпія утворення дорівнює нулю.

а) Вr_{2 г)} б) Вr_{2 ( p)} в) Вr_{2 ( т )} г) НBr _{( г)}

4) Розрахувати зміну ентальпії DН (тепловий ефект) реакції, яку експериментально здійснити неможливо: Н_{2 (г)}+ 0_{2 (г)}= Н₂0_{2 (г)}, якщо відомі такі термохімічні рівняння:

Н₂О_{2 (р)} = Н₂О _(р) + 1/2 О_{2 (г),} DН = -98,2 кДж (І)

Н_{2 (г)} + 1/2 О_{2 (г)} = Н₂О _(р), DН = -284,2 кДж (ІІ)

а) -382,4 кДж; б) -186,0 кДж; в) 186,0 кДж; г) 382,4 кДж

5) Розрахувати кількість теплоти, що виділяється у реакції:

С_(т) + 2N₂O _(г) = CO_2(г) + 2N_2(г),

якщо вступає в реакцію 22 г оксиду нітрогену (І), а ентальпії утворення дорівнюють:

DН⁰_f,298(N₂O_(r))= 81,55 кДж/моль, DН⁰_f,298(CO_{2 (r)})= -393,51 кДж/моль

а) 475,1 кДж б) 139,2 кДж в) 278,3 кДж г) 556,61 кДж

6) Визначити якісну величину (знак) зміни ентропії у реакціях:

1. 2C _(т) + O_{2 (г)} = 2CO _(г) 2. 2H_{2 ( г)} + O_{2 ( г)} = 2H₂O _{( г)}

а) 1. DS > 0 б) 1. DS < 0 в) 1. і 2. DS > 0

2. DS < 0 2. DS >0 г) 1. і 2. DS < 0

7) Розрахувати калорійність 200 г маргарину, що містить 0,3% білків, 82,3% жирів, 1%вуглеводів, якщо при згорянні в організмі 1 г білка або 1 г вуглевода виділяється 17,18 кДж енергії, а при згорянні 1 г жиру виділяється 38,97 кДж енергії.

8) Визначити умови зміни ентальпії і зміни ентропії реакції, за якими вона буде відбуватися самодовільно за будь-якої температури.

а) ΔН>0, ΔS>0 б) ΔН<0, ΔS<0 в) ΔН>0, ΔS<0 г) ΔН<0, ΔS>0

9) Оцінити, за якої температури буде відбуватися самодо­вільно процес, термохімічне рівняння для якого має вигляд:

2 С_(т) + 0_{2 (г)} = 2 СО_(г), ΔН° = - 221 кДж,

якщо відомі значення стандартних ентропій речовин:

S⁰₂₉₈(C_(т))= 5,74 Дж/моль × К; S⁰₂₉₈(О_2(г))= 205,17 Дж/моль × К;

S⁰₂₉₈(CО_(г))= 197,68 Дж/моль × К

а) буде відбуватися тільки за стандартної температури;

б) буде відбуватися за будь-якої температури;

в) не буде відбуватися за стандартної температури;

г) не буде відбуватися за будь-якої температури.

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ.

1) Правильна відповідь б).

Ендотермічною є реакція, яка супроводжується поглинанням теплоти, тому енергія продуктів буде більша, ніж енергія вихідних речовин.

2) Правильна відповідь б) і г).

Екзотермічні реакції супроводжуються виділенням теплоти, отже, для них зміна ентальпії буде від’ємною (термодинамічна система знаків теплових ефектів).

3) Правильна відповідь б).

Стандартна ентальпія (теплота) утворення (DН⁰_f,298) дорівнює нулю для простих речовин, якщо вони за стандартних умов знахо­дяться у стійкому стані. Простою речовиною, з наведених у відпо­відях, є бром. Але стійким станом за стандартних умов для нього є рідина, отже тільки для Вr_{2 (р)} DН⁰_f,298 буде дорівнювати нулю.

4) Правильна відповідь б).

Для того, щоб одержати термохімічне рівняння потрібної реакції Н_{2 (г)} + О_{2 (г)} = Н₂О_{2 (р),} DН, тобто знайти величину DН, треба від рівняння (ІІ) відняти рівняння (І) і від DН₂ відняти DН₁:

Н_{2 (г)} + 1/2 О_{2 (г)} - Н₂О_{2 (р)} = Н₂О_(р) - Н₂О_(р) – 1/2 О_2(г), DН = DН₂ -DН₁

або Н_{2 (г)} + 1/2 О_{2 (г)} + 1/2 О_{2 (г)} = Н₂О_{2 (р),} DН = -284,2-(-98,2)