Вопрос 15

Энергия Гиббса – критерий самопроизвольного протекания химической реакции. Связь энергии Гиббса обратимых реакций с константой равновесия.

Биохимические реакции происходят при изобарно-изотермических условиях. В этих условиях энергетическое состояние системы характеризуется энтальпией, а мерой неупорядоченности системы будет произведение энтропии и температуры. Функцией, учитывающей обе эти характеристики и противоположность в тенденции их изменения при самопроизвольных процессах, является энергия Гиббса G: G=H-TS

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

Энергию Гиббса называют также изобарно-изотермическим потенциалом или свободной энергией.

Вопрос 16.

Электролитическая диссоциация. Механизм электролитической диссоциации. Степень и константа диссоциации, их взаимосвязь. Закон Оствальда.

По своей способности проводить электрический ток все вещества можно разделить на два типа: электролиты (вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический год) и неэлектролиты (не проводят ток).

Механизм диссоциации.

В основе диссоциации лежит взаимодействие ионного кристалла или полярных молекул с полярными молекулами растворителя (в частности воды).

За счет электростатического взаимодействия с диполями воды ионы переходят в раствор в гидратированном состоянии.

В случае полярных молекул, представляющие собой диполи, за счет электростатического взаимодействия с диполями воды, молекулы подвергаются еще большей поляризации и распадаются на ионы.

Ион Н(+) в водных растворов присутствует в гидратированном состоянии в виде иона гидроксония Н3О(+), образование которого можно представить как присоединение Н(+) к Н2О по донорно-акцепторному механизму.

Степень и константа диссоциации.

Количественный процесс диссоциации характеризуется степенью диссоциации (альфа) – отношение числа (концентрации) молекул, распавшихся на ионы, к общему числу (исходной концентрации) молекул растворенного вещества.

Молекулы сильных электролитов практически полностью распадаются на ионы (альфа -> 1), молекулы слабых электролитов диссоциируют почти незаметно (альфа <<1).

В растворах слабых электролитов имеет место равновесие, характеризующиеся своей константой равновесия, которая в данном случае называется константой диссоциации. Для слабых кислот Ка, для слабых оснований – Kb.

Так как степень диссоциации (альфа) и константа диссоциации характеризуют один и тот же процесс (распад слабого электролита на ионы), то между ними связь. Определим на примере уксусной.

CH3COOHCHCOO(-)+H(+)

Пусть продиссоциировало альфаСо CH3COOH (как следует из уравнения,тогда [H(+)]=[CH3COO(-)]=АльфаСо, а недиссоциированная часть равняется [CH3COOH]=Со-альфаСо=Со

Через равновесие концентрации константа диссоциации СН3СООН равна: Ka=[H+][CHCOO-]/[CH3COOH].

Подставим в уравнение выражение для равновесных концентраций: Ka=альфаСо*альфаСо/Co(1-2)=АльфавквадратеCo/1-2

Так как для слабых электролиов альфа << 1, то значением альфа в знаменателе уравнения можно пренебречь: Ka=альфавквадратеCo

Выразим в альфу:

Уравнение отражает закон разбавления Оствальда: при уменьшении концентрации в растворе слабого электролита (разбавлении), степень диссоциации возрастает.

Константа диссоциации слабых электролитов – табличное значение, не зависит от концентрации ионов в растворе, зависит от температуры.

Понятие константа диссоциации применимо для слабых электролитов, т.к. для сильных альфа->1, знаменатель в уравнении 5 стремится к 0, константа теряет смысл, так как стремится к бесконечности.