В изолированных системах самопроизвольно могут со­вершаться только такие необратимые процессы, при которых энтропия системы возрастает (DS > 0).

Для неизолированных систем нужно учитывать не только изменение энтропии, но и изменение энергии. Поэтому необхо­димо рассматривать две тенденции, определяющие направление самопроизвольно протекающих процессов:

= стремление системы к достижению минимума энергии;

= стремление системы к максимуму энтропии, то есть к

неупорядоченности.

Процессы, при которых энергия в неизолированной системе уменьшается, а энтропия возрастает, протекают самопроизвольно. Самопроиз­вольность других процессов зависит от того, какая из этих двух тенденций – энергетическая или энтропийная – окажется более эффективной, какая из этих противоборствующих тенденций получит перевес над другой. В этом проявляется противоречи­вость материального мира.

Для однозначной формулировки условий протекания само­произвольных процессов в любых системах введена ещё одна термодинамическая функция, которая характеризует одновременно и энергетику, и неупорядоченность систем. Впервые такую термодинамическую функцию ввёл Д. У. Гиббс, и в память об этом выдающемся американском учё­ном её назвали энергией Гиббса.

Джозайя Уиллард Гиббс (11.11 1839=28. IV 1903). Американский физик и физико-химик, член Национальной АН США (с 1879). Родился 11 февраля в Нью-Хейвене. Окончил Йельский университет (1858; доктор философии, 1863). В 1863=1866 преподавал в Йельском колледже. Совершенствовал образование в Сорбонне и Коллеж де Франс в Париже (1866=1867), в Берлин­ском (1867) и Гейдельбергском (1868) университетах. С 1871 – профессор Йельского университета. Один из основоположников тер­модинамики.

Предложил (1873) графические модели описания тер­модинамических свойств веществ. Разработал (1875=1878) теорию термодинамических потенциалов, изучил (1875) условия равнове­сия гетерогенных систем. Вывел (1875=1878) правило фаз, соглас­но которому в равновесной гетеро­генной системе число фаз не мо­жет превышать числа компонен­тов системы, увеличенного на два. Предложил (1878) графическое изображение состояния трёхкомпонентной системы (треугольник Гиббса). Заложил основы термо­динамики поверхностных явлений и электрохимических процессов; ввёл понятие адсорбции. Дал (1902) атомистическое истолкова­ние развитым им термодинамиче­ским методам. Осуществил иссле­дования в области векторного ана­лиза и алгебры кратных чисел, электромагнитной и механической теорий света.

Гиббс Член Американской академии искусств и наук (с 1880),и многих академий наук и научных обществ.

Биохимические процессы обычно происхо­дят при изобарно-изотермических условиях. В этих условиях энергетическое состояние системы характеризуется энтальпией, а мера её неупорядоченности характеризуется произведением её эн­тропии и температуры. Функцией, учитывающей обе эти ха­рактеристики и противоположность в тенденции их изменения при самопроизвольных процессах, является энергия Гиббса:

G = Н -TS.

Энергия Гиббса является обобщённой термодинамической функцией состояния системы, учитывающей энергетику и неупорядоченность системы, при изобарно-изотермичес­ких условиях.

Энергию Гиббса называют также изобарно-изотермическим потенциаломили свободной энергией.

Подобно другим термодинамическим параметрам и функ­циям, характеризующим состояние системы, изменение энер­гии Гиббса в результате любого процесса определяется только конечным и начальным состоянием системы, независимо от пу­ти процесса:

DG = G_кон - G_нач

Для энергетической характеристики веществ при стандартных условиях используют стандартные энергии Гиббса их образования DG^о, значения которые даны в справочной литературе. Для простых веществ в термодинамически устой­чивой форме стандартная энергия Гиббса их образования ус­ловно принимается равной нулю.

Изменение энергии Гиббса в результате химической реак­ции при стандартных условиях вычисляют по уравнению:

DG_р = ∑v_кон DG_кон (Y_кон) - ∑v_исх DG_исх (X_исх),

где DG_кон(Y_кон), DG_исх(X_исх) - стандартные энергии Гиббса продуктов

реакции Y_кон и исходных веществ X_исх.

v_кон. и v_нач - соответствующие стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

Изменение энергии Гиббса для биохимических процессов при условиях, отличных от стандартных, рассчитывают на основе экспериментальных значений DН и DS для этих процессов по уравнению:

DG = DН - TDS,

где DН - характеризует полное изменение энергии системы при р,

Т = const и отражает стремление системы к минимуму энергии;

TDS - характеризует ту часть энергии, которую нельзя превратить в работу, и отражает стремление системы к максимуму неупорядоченности;

DG - характеризует ту часть энергии, которую можно превратить в работу, и является термодинамическим критерием возможности самопроиз­вольного протекания любых процессов при р, Т = const.

Соотношение между из­менениями важнейших термо­ди-намических параметров и функций состояний системы, описывающими химические и биохимические процессы при р, Т = const, представлено в таблице и на следующей схеме.

Второй закон термодинамики систем формули­руется следующим образом: в системе при постоянных температуре и давлении са­мопроизвольно могут совершаться только такие процес­сы, в результате которых энергия Гиббса уменьшается (DG_кон < DG_нач или DG < 0).

Таким образом, согласно второму закону термоди­намики самопроизвольно (DG_р < 0) протекают экзотермиче­ские реакции (DН_р < 0) при любой температуре, если они сопро­вождаются увеличением энтропии (DS_p > 0). Эндотермические реакции (DН_р > 0), сопровождающиеся уменьшением энтропии (DS_p < 0), не могут протекать самопроизвольно ни при какой тем­пературе, так как при этом DG_р > 0.

Биохимические реакции

Биохимические реакции сопровождающиеся уменьшением энергии Гиббса (DG_р < 0), называют экзэргоническими реак­циями; они могут совершаться самопроизвольно. Если в течение экзэргонической реакции энер­гия Гиббса только понижается, как показано на рис. 1, то та­кая реакция протекает самопроизвольно и не­обратимо. Чем больше энергия Гиббса биохимической системы в начальном состоянии,чем в конечном состоянии, тем больше разница химического сродства между исходными веществами и продуктами реакции в то есть их реакци­онная способность.

Рис. 1. Изменение энергии Гиб­бса в закрытой системе

в необ­ратимых экзэргонических реакци­ях,

совершаемых самопроизвольно (р, Т = const)

Критерий DG_p < 0 свиде­тельствует только о термодина­мической возможности протека­ния данного процесса и ничего не говорит о его скорости и необходимых условиях для его начала.

Например, окисление (горение) гра­фита:

С + O₂ СО₂

Согласно положениям термодинамики может происхо­дить при стандартных условиях самопроизвольно, так как = -393,5 кДж/моль. однако графит при температуре 298 К с кислородом не реагирует, и чтобы реак­ция произошла, необходимо создать определённые условия (запал подвоз энергии, введение катализатора).

Биохимические реакции, сопровождающиеся увеличением энер­гии Гиббса (рис. 2), называются эндэргоническими (DG_p > 0), и они не могут происходить без постоянного подвода энергии.

Рис. 2. Изменение энергии Гиббса в закрытой системе

в необра­тимых эндэргонических реакциях

(р, Т = const)

Например, процесс фотосинтеза в растениях идёт только под воздействием солнечной энергии:

6СО₂ + 6Н₂О C₆H₁₂O₆ + 6О₂= DG_p = 2870 кДж/моль.

В живых системах эндэргонические реакции происходят за счёт их сопряжения с экзэргоническими реакциями.

Таблица

р, Т = const Взаимосвязь термодинамических величин

Химическое равновесие Кинетический критерий Термодинамический критерий Δ = 0

5. ПРИНЦИП ЭНЕРГЕТИЧЕСКОГО СОПРЯЖЕНИЯ

БИОХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Живая клетка для своего существования нуждается в энер­гии. При этом некоторые (гетеротрофные) клетки получают необходимую энергию в основном за счёт окисления продуктов питания, а для некоторых (прототрофных клеток источником энергии часто является солнечный свет. Полученная энер­гия переводится клетками обоих типов с довольно хорошим КПД (~ 40 %) в химическую энергию за счёт синтеза в них аденозинтрифосфорной кислоты (АТФ):

АТФ выполняет функцию аккумулятора энергии, так как при его гидролизе (расщеплении водой), обра­зуются аденозиндифосфорная (АДФ) и ортофосфорная (Ф) кислоты и выделяется энергия. Поэтому АТФ называется макроэргическим соединением, а разрывающаяся при его гидролизе связь О–Р - макроэргической.

Макроэргической связью называет­ся химическая связь, при гидролизе которой выделяется значительная энергия:

АТФ + Н₂О ® АДФ+ Ф, DG_р = -30,5 кДж/моль;

АДФ + Н₂О ® АМФ= = -30,5 кДж/моль;

АТФ + 2Н₂О ® АМФ + 2Ф, = -61,0 кДж/моль.

Разрыв любой химической связи (в том числе и макроэр­гической) требует затраты энергии. В случае же гидро­лиза АТФ, кроме разрыва связей между фосфатными группами, (DG > 0), происходят процессы гидрата­ции (присоединение воды), изомеризации и нейтрализации кислотных продуктов, образующихся при гидролизе. В результате этих процессов суммарное изменение энергии Гиббса имеет отрицательное значение (∑∆G < 0). Сле­довательно, макроэргическим является не разрыв связей О-Р, а энер­гетический результат реакции гидролиза в целом.

АТФ функционирует в клетках как проме­жуточный продукт, обеспечивающий организм энергией, необ­ходимой для протекания жизненно важных эндэргонических процессов: синтеза метаболитов (химическая работа), сокраще­ния мышц (механическая работа), переноса вещества через мем­браны против градиента концентрации (активный транспорт) и передачи информации (в частности, для передачи нервных им­пульсов).

Для протекания в живых системах эндэргониче­ских реакций (DG_p > 0), необходимо, чтобы они были сопряжены с экзэргоническими реакциями (DG_p < 0). Такое сопряжение воз­можно, если обе реакции имеют какое-либо общее промежуточ­ное химическое соединение и на всех стадиях сопряжённых реакций суммар­ный процесс характеризуется отрицательным значением измене­ния энергии Гиббса (Σ∆Gсопряж.р-ий 0).

Например, синтез сахарозы из глюкозы и фруктозы является эндэргонической реакцией и самопроизвольно проис­ходить не может:

Глюкоза + Фруктоза → Сахароза + Н₂О, = 20,9 кДж/моль

Однако сопряжение этой реакции с экзэргонической реакцией гидролиза АТФ, сопровождающееся образованием общего про­межуточного соединения глюкозо-1-фосфата, приводит к тому, что суммарный процесс имеет ∑DG_р < 0:

АТФ + Глюкоза + Фруктоза → Сахароза + АДФ + Ф,

= -29,2 кДж/моль.

Наряду с АТФ в живых организмах имеются более эффек­тивные макроэргические фосфорилированные соединения, гид­ролиз которых сопровождается выделением большей энергии. Так, стандартная энергия Гиббса для гидролиза креатинфосфата, 3-фосфоглицерилфосфата и фосфоенолпирувата равна со­ответственно -43,1, -49,4 и -61,9 кДж/моль. С помощью этих соединений происходит синтез АТФ из АДФ, а АДФ из АМФ.

Таким образом, внутренним источником энергии в живых системах являются фосфорилированные соединения, при взаи­модействии которых с биосубстратами, включая воду, выделя­ется энергия. В результате сопряжения этих экзэргонических реакций с эндэргоническими реакциями обеспечивается протекание в клетке необходимых эндэргонических процессов.

6.ОСОБЕННОСТИ ТЕРМОДИНАМИКИ БИОХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ В РАВНОВЕСНЫХ СТАЦИОНАРНЫХ СОСТОЯНИЯХ.ПОНЯТИЯ О ГОМЕОСТАЗЕ

Отличительная особенность протекания обратимых биохимических реакций заключается в стремлении достичь динамического равновесия, так как это состояние возникает и поддерживается вследствие протекания реакций в двух противоположных направ­лениях с одинаковыми скоростями = . Такое состояние назы­вается химическим равновесием. В этом случае изменение энергии Гиббса в системе ха­рактеризуется наличием минимума, который соответствует со­стоянию химического равновесия (рис. 3, таблица). К равновесному состоянию возможен подход как со стороны исходных веществ (Δ < 0), так и со стороны продуктов реакции (∆ < 0).

При протекании обратимых реакций система самопроизвольно приходит к состоянию хи­мического равновесия, из которого она без внешне­го воздействия выйти не может, поскольку это тре­бует увеличения энергии Гиббса.

Исходные вещества

Равновесный состав смеси исходных веществ и продуктов реакции

Продукты реакции

Рис. 3. Изменение энергии Гиббса в закрытой системе

в обратимой химической ре­акции

(р, Т = const)

Химическое и биохимическое равновесное состояние сис­темы характеризуется:

= равенством скоростей прямой и обратной реакций ( = );

= энергетической выгодностью ( = min);

= отсутствием изменений величин параметров и функций состояния системы: концентрации реагентов, энтальпии, энтропии и энергии Гиббса [(Δ = О) (Δ = 0) ( Δ = 0) (ΔG =0)]

Поскольку в состоянии химического равновесия система достигает минимально возможной энергии Гиббса, то реакция, которая приводит в данных условиях к состоянию равновесия, всегда протекает самопроизвольно. Благодаря этой особенности обратимых процессов большинство биохимических реакций, протекающих в организме, обратимы.

Другая особенность биохимических процессов, протекающих в организме, заключается в их многостадийности, так как ве­роятность обратимого протекания отдельной стадии значитель­но выше, чем процесса в целом (рис. 4). Это объясняет­ся тем, что разница между величинами (G_нач и G_кон для каждой отдельной стадии обычно невелика (| ΔG_p | < 10 кДж/моль).

Об­ратимость отдельных стадий биохимических процессов позволя­ет живому организму легко регулировать синтез тех или иных химических соединений в зависимости от потребности и тем самым поддер­живать стационарное состояние.

Стационарное состояние для живого организма характери­зуется постоянством его термодинамических величин и неиз­менностью во времени скоростей поступления и удаления ве­ществ и энергии. Несмотря на постоянство термодинамических величин, они не имеют равновесных значений в этом состоянии. Биологическое развитие организма возможно только в системе, находящейся в стационарном состоянии, но далёком от равнове­сия. Именно стационарное неравновесное состояние живой ма­терии позволяет ей опти­мизировать свои характе­ристики и эволюциониро­вать во времени.

Термодинамическая осо­бенность стационарного со­стояния открытых систем впервые сформулирована И. Р. Пригожиным (1946 )*.

Рис. 4. Изменение энергии Гиббса в многостадийном

биохимическом процессе

(р, Т = const)

В открытой системе в стационарном состоянии при­рост энтропии в единицу времени принимает ми­нимальное положительное значение ( ΔS / Δτ → min).

Поскольку энтропия является мерой деградации, или рас­сеяния энергии, принцип Пригожина приводит к важнейшему заключению: при стационарном состоянии рассеяние энергии Гиббса открытой системой оказывается минимальным.

Термодинамические особенности открытых систем, харак­терные для живого организма, объясняют его устойчивость, по­зволяющую ему в течение многих лет сохранять определённый уровень работоспособности, а также относительное постоянство внутренней среды, называемое в биологии гомеостазом.

Гомеостаз – относительное (!) динамическое постоянство состава и свойств внутренней среды организма, обуслав­ливающее устойчивость его физиологических функций.

В формировании и поддержании состояния гомеостаза боль­шую роль играет обратимость большинства биохимических про­цессов. Эти процессы протекают самопроизвольно в на­правлении достижения равновесия, но, как правило, в орга­низме они его не достигают, а только приводят к достижению необходимого соотношения между конечными и исходными веществами реакции, протекающей самопроизвольно при данных условиях. Это происходит или за счёт использования продуктов реакции, протекающей самопроизвольно в других процессах, или за счёт изменения условий в данной системе. Так, система, приближающаяся к химическому равновесию, переносится ор­ганизмом в другие условия, при которых к состоянию химиче­ского равновесия приводит обратная реакция. На­пример, в лёгких, где концентрация кислорода большая, гемо­глобин крови соединяется с ним, но, не дос­тигнув состояния равновесия в насыщении кислородом, кровь переносится из лёгких к тканям, и там гемоглобин отдаёт О₂, поскольку при переходе от лёгких к тканям в крови из­меняются условия для процесса взаимодействия гемоглобина с кислородом. Другой пример: формирование и рост костной тка­ни происходит в одних клетках - остеобластах,* а её растворение - в других клетках - остеокластах,** в то же время ра­бота клеток обоих типов регулируется организмом, что позволя­ет ему поддерживать содержание костной ткани на определён­ном уровне.

Организм, таким образом, использует в своей жизнедеятель­ности обратимые биохимические процессы и их стремление к состоянию химического равновесия, но не допускает наступле­ния устойчивого во времени химического равновесия, так как это состояние приведёт к гибели организма. В то же время со­стояние гомеостаза поддерживается за счёт баланса, то есть необхо­димого соотношения между компонентами с противоположными (антагонистическими) свойствами. Так, в основе гомеостаза орга­низма находятся следующие химические и физико-химические балансы: кислотно-основный, окислительно-восстанови­тельный, металло-лигандный, гидрофильно-липофильный, водно-электролитный. В литературе понятия "баланс" и "гомеостаз" часто исполь­зуются как синонимы.

Заключение

Основные положения, следующие из законов термодинамики:

= развитие системы происходит под влиянием двух тенден­ций =стремления к минимуму энергии и к максимуму энтро­пии;

= экзэргонические реакции в организме протекают самопро­извольно, так как ΔG_р < 0;

= эндэргонические реакции требуют подвода энергии, так как DG > _р0;

= состояние равновесия в обратимых процессах с позиции термодинамики характеризуется ∆ = 0 и является энергетически самым выгодным, так как = min;

= биологические системы в стационарном состоянии харак­теризуются отношением DS/Δτ → min, а в соответствии с законом сохранения суммой S + I = const для живых систем должна быть справедлива зако­номерность Δ I/Δτ → max (в пределах соблюдения приведённого закона сохранения). При этом биологические системы далеки от состояния равновесия, что позволяет организмам оптимизиро­вать свои характеристики и эволюционировать во времени.

Законы биохимической термодинамики дают экологу биологу, и врачу ключ к пониманию энергетической стороны биохимических реакций в организме, процессов эмбриогенеза,* регенерации** и старения тканей, аналогичных процессов, проте­кающих в биосфере, а также дают возможность регулировать эти процессы осуществлением профилактических или исправляю­щих (лечебных) мероприятий.

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

Вариант 1

1.При сгорании 1 л ацетилена C₂H₂ выделяется 58,0 кДж теплоты. Вычислите стандартную энтальпию реакции окисления (горения) ацетилена ?

2.При каком соотношении ∆H и T∆S системы находятся в равновесии ?

Вариант 2

1.Вычислите тепловой эффект реакции восстановления 1 моля оксида железа (III) алюминием.

2.Не производя вычислений, определите знак изменения энтропии для процесса:

а) CO_2(к) CO_2(г)

б) 2NH_3(г) N_2(г) + 3H_2(г)

в) 2H₂S_(г) + 3O_2(г) = 2SO_2(г) + 2H₂O_(ж)

г) 2CH₃OH_(г) + 3O_2(г) = 2CO_2(г) + 4H₂O_(г)

Вариант 3

1.Пользуясь табличными значениями стандартных энтальпий образования реагирующих веществ, определите изменение стандартной энтальпии реакции

CaO + CO₂ = CaCO_3.

2.Почему при растворении в воде хлорида калия KCl энтропия увеличивается, а при растворении газообразного диоксида углерода CO₂ – уменьшается ?

Вариант 4

1. Что является термодинамическим критерием химического равновесия системы:

а) ∆H^о = 0 б) ∆G^о < 0 в) р = const г) ∆G^о = 0

1. Определите теплоту образования оксида азота (I), исходя из уравнений реакций:

C + 2N₂O CO₂ + 2N₂, ∆H^о = -556,9 кДж;

C + O₂ CO₂, ∆H^о = -393,7 кДж.

Вариант 5

1. В каком случае возможно самопроизвольное протекание химической реакции при стандартных условиях, если ∆H^о >> T∆S^о?

а) ∆H^о > 0 , ∆S^о < 0 б) ∆H^о > 0 , ∆S^о < 0

в) ∆H^о < 0 , ∆S^о > 0 г) ∆H^о < 0 , ∆S^о < 0

Дайте подробный ответ.

1. Чем отличаются термохимическая и термодинамическая системы знаков для тепловых эффектов процессов и почему ?

Вариант 6

1. Исходя из теплот образования жидкой воды и водяного пара, определите теплоту испарения воды.

1. Рассчитайте температуру, при которой равновероятны оба направления реакции

CuO_(к) + C_{(графит)} Cu_(к) + CO_(г)

Вариант 7

1. Вычислите стандартную энтальпию образования метилового спирта, исходя из следующих данных:

H_2(г) + 1/2 O_2(г) = H₂O_(ж), ∆H⁰ = -285,8 кДж;

C_(гр) + O_2(г) = CO_2(г), ∆H⁰ = -393,7 кДж;

CH₃OH_(ж) + 3/2 O_2(г) = CO_2(г) + 2 H₂O_(ж) ∆H⁰ = -715,0 кДж.

1. Может ли протекать реакция самопроизвольно при положительном изменении энтальпии и изменении энтропии ?

Вариант 8

1. Теплота образования октана C₈H₁₈ равна 199,28 кДж/моль. Определите теплоту сгорания 1 кг октана.

(Образующуюся при сгорании воду считать жидкой).

1. Какую информацию о веществе можно получить, используя значение энергии Гиббса ?

Вариант 9

1. Рассчитайте термодинамические характеристики процесса термического разложения карбоната кальция СаСО₃.

1. Почему в уравнении для вычисления ∆G перед энтропийным фактором стоит знак минус ?

Почему этот фактор выражается произведением изменения энтропии на температуру ?

Вариант 10

1. При нейтрализации гидроксида натрия, какой массы хлороводородом по реакции

NaOH_(к) + HCl_(г) = NaCl_(к) + H₂O_(ж)

выделяется 352,9 кДж теплоты ?

2. Рассчитайте температуру, при которой равновероятны оба направления реакции

2 SO_2(г) + O_2(г) 2 SO_3(г).

Вариант 11

1. Рассчитайте, является ли реакция

Al₂(SO₄)_3(к) = Al₂O_3(к) + 3SO_3(г)

экзо- или эндотермической.

1. Определите, рассчитав DS, возможность протекания реакции

2C_{(графит)} + H_2(г) = C₂H_2(г).

Вариант 12

1. Определите знаки ∆H^о, ∆S^о и ∆G^о для реакции

AB_(к) + B_2(г) AB_3(гр),

протекающей при температуре 298 К в прямом направлении.

Будет ли ∆G^о возрастать или убывать с ростом температуры ?

1. Для реакций

Н_2(г) + О _(г) = Н₂О_(г) (1)

Н_2(г) + 1/2О_2(г) = Н₂О_(г) (2)

2Н_(г) + О _(г) = Н₂О_(г) (3)

укажите правильное соотношение стандартных изменений энтальпий:

а) < < б) > >

Вариант 13

1. В каком из случаев:

а) ∆H < 0 , ∆S > 0; б) ∆H < 0 , ∆S < 0 или в) ∆H > 0 , ∆S > 0

реакция возможна при любых температурах ?

Ответ обоснуйте.

1. Какой из оксидов – CuO или MgO – обладает наибольшим химическим сродством к серному ангидриду SO₃ ?

Ответ подтвердите расчётом значений ∆G^о реакций.

Вариант 14

1. Сколько теплоты выделится при сгорании 20 кг ацетилена C₂H₂ при стандартных условиях ?

1. Если ∆H < 0 и ∆S < 0, то в каком из случаев:

а) ∆H > T ∆S или б) ∆H < T ∆S

реакция окисления (горение) ацетилена может протекать самопроизвольно ?

Вариант 15

1. Исходя из теплот реакций окисления оксида мышьяка (III):

As₂O₃ + O₂ = As₂O₅ (∆H⁰ = –271 кДж),

3As₂O₃ + 2O₃ = 3As₂O₅ (∆H⁰ = –1096 кДж),

определите теплоту образования озона из молекулярного кислорода.

1. В каком из случаев

а) ∆H > 0 , ∆S > 0, б) ∆H > 0 , ∆S < 0 или в) ∆H < 0 , ∆S < 0

реакция неосуществима при любых температурах ?

Ответ обоснуйте.

ТИПОВЫЕ ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ

1. Теплосодержание энтальпия системы, в которой протекает экзотермическая реакция, в начальном состоянии … .

1) больше, чем в конечном

2) меньше, чем в конечном

3) одинаково с конечным

2. Для эндотермической реакции энтальпия в начальном состоянии … .

1) больше, чем в конечном

2) такая же, как конечном

3) меньше, чем в конечном

3. Реакция экзотермическая, если … .

1) ΔН = 0 2) ΔН < 0 3) ΔН > 0 4)

4. Экзотермическая реакция выражается термохимическим уравнением … .

1) А + В = С , ΔН > 0

2) А + В + Q = С

3) А + В = С , ΔН < 0

4) А + В = С – Q

5. Количество теплоты, поглощаемое при разложении 0,5 моль оксида углерода (IV) по термохимическому уравнению реакции

СО_{2 (г)} = С _(т) + О_{2 (г)} – 393,4 кДж,

равно … кДж.

1) 98,35 2) 196,7 3) 786,8 4) 8,96

6. Теплота (энтальпия) образования сложного вещества равна … .

1) теплоте сгорания этого вещества

2) теплоте, которая выделяется или поглощается при образовании 1 моль вещества

3) теплоте разложения этого вещества

4) теплоте, которая выделяется или поглощается при образовании 1 моль этого вещества из простых веществ

7. Стандартная энтальпия образования оксида серы (IV) равна тепловому эффекту реакции … .

1) Сu₂S _(к) + О_{2 (г)} = 2Сu _(к) + SО_{2 (г)}

2) S _(к) + 2О _(г) = SО_{2 (г)}

3) Н₂SО_{3 (ж)} = Н₂О _(ж) + SО_{2 (г)}

4) S _(к) + О_{2 (г)} = SО_{2 (г)}

8. Понятие "теплота образования сложного вещества" относится к … .

1) 1 г вещества 2) любому количества вещества

3) 1 моль вещества 4) 100 г вещества

9. При стандартных условиях теплота образования … равна нулю.

1) О_{3 (г)} 2) SО_{2 (г)} 3) О_{2 (г)} 4) СаО _(т)

10. Тепловой эффект реакции

Аl₂О₃ + 3SО₃ = Аl₂(SО₄)₃

рассчитывают по уравнению … .

1) ΔН⁰ = ΔН⁰₂₉₈, Аl₂(SО₄)₃ + ΔН⁰₂₉₈, Аl₂О₃ + 3ΔН⁰₂₉₈, SО₃

2) ΔН⁰ = ΔН⁰₂₉₈, Аl₂О₃ + 3ΔН⁰₂₉₈, SО₃ – ΔН⁰₂₉₈, Аl₂(SО₄)₃

3) ΔН⁰ = ΔН⁰₂₉₈, Аl₂(SО₄)₃ – ΔН⁰₂₉₈, Аl₂О₃ – ΔН⁰₂₉₈, SО₃

4) ΔН⁰ = ΔН⁰₂₉₈, Аl₂(SО₄)₃ – ΔН⁰₂₉₈, Аl₂О₃ – 3ΔН⁰₂₉₈, SО₃

11. Тепловой эффект реакции

4NН_{3 (г)} + 3О_{2 (г)} = 2N_{2 (г)} + 6Н₂О _(г)

(ΔН⁰₂₉₈, кДж/моль: –46,2 0 0 –286)

равен … кДж.

1) –1531,2 2) –239,8 3) –1669,8 4) 1900,8

12. Изменение энтропии в химической реакции равно … .

1) сумме энтропий продуктов реакции

2) разности сумм энтропий исходных веществ и продуктов реакции

3) сумме энтропий исходных веществ

4) разности сумм энтропий продуктов реакции и исходных веществ

13. Энтропия идеально построенного кристалла при Т → 0 К стремится к … .

1) – ∞ 2) 0 3) + ∞ 4) – 273

14. Энтропия увеличивается в процессе … .

1) I_{2 (к)} = I_{2 (г)} 2) SО_{3 (г)} + Н₂О _(ж) = Н₂SО_{4 (ж)}

3) Н₂О _(г) = Н₂О _(к) 4) N_{2 (г)} + О_{2 (г)} = 2NО _(г)

15. Увеличение энтропии происходит в ряду превращений … .

1) Н₂О _(г) → Н₂О _(ж) → Н₂О _(т)

2) СО_{2 (г)} → СО_{2 (т)} → СО_{2 (г)}

3) I_{2 (т)} → I_{2 (ж)} → I_{2 (г)}

4) О_{2 (г)} → О_{2 (ж)} → О_{2 (г)}

16. Для реакций

4Fе _(к) + 3О_{2 (г)} = 2Fе₂О_{3 (к)} ;

Н_{2 (г)} + Сl_{2 (г)} = 2НСl _(г)

энтропия соответственно … .

1) увеличивается; практически не изменяется

2) уменьшается; увеличивается

3) увеличивается; увеличивается

4) уменьшается; практически не изменяется

17. Энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал) определяется соотношением … .

1) G = Н + ТS 2) G = S + ТН

3) G = Н – ТS 4) G = S – ТН