shkolageo.ru 1


Лекция № 2

  • Химическая термодинамика




Биоэнергетика — совокупность процессов превращения энергии, которые происходят в организме и обеспечивают его жизнедеятельность.

  • Биоэнергетика — совокупность процессов превращения энергии, которые происходят в организме и обеспечивают его жизнедеятельность.

  • Изучение биоэнергетических процессов имеет большое значение для медицины, т.к. большинство заболеваний человека так или иначе связано с нарушением обмена энергии.

  • Источником энергии для организмов, живущих на Земле, является энергия солнечного света, преобразуемая растениями и бактериями в процессе фотосинтеза в химическую энергию органических соединений.

  • Трансформация энергии происходит на молекулярном уровне с помощью многочисленных ферментов, локализованных в специализированных структурах и прежде всего в биологических мембранах.

  • В основе биоэнергетики организмов лежат законы термодинамики, одинаковые для живых и неживых систем.

  • В соответствии с ее законами живой организм представляет собой открытую стационарную неравновесную систему, обменивающуюся с окружающей средой веществом и энергией, постоянство параметров которой обеспечивается непрерывным поступлением энергии из окружающей среды в количестве, компенсирующем его внутренние расходы.



Термодинамика

  • Это отрасль науки, изучающая взаимные превращения различных видов энергии, связанные с переходом энергии в форме теплоты и работы.


Объектом термодинамического исследования есть термодинамическая система.

  • Объектом термодинамического исследования есть термодинамическая система.

  • Системой называют совокупность объектов отделенных из окружающего мира реально существующими или воображаемыми поверхностями.

  • Системой может быть газ в сосуде, раствор реагентов в колбе, кристалл вещества или даже мысленно выделенная часть этих объектов.


По взаимодействию с окружающей средой термодинамические системы делят на:

  • открытые – обмениваются с окружающей средой веществом и энергией (например, живые объекты);

  • закрытые – обмениваются только энергией (например, реакция в закрытой колбе или колбе с обратным холодильником), наиболее частый объект химической термодинамики;

  • изолированные – не обмениваются ни веществом, ни энергией и сохраняют постоянный объем (приближение – реакция в термостате).



Система называется гетерогенной если в системе есть реальные поверхности раздела , отделяющие друг от друга части системы, различающиеся по свойствам (насыщенный раствор с осадком),

  • Система называется гетерогенной если в системе есть реальные поверхности раздела , отделяющие друг от друга части системы, различающиеся по свойствам (насыщенный раствор с осадком),

  • Система называется гомогенной если таких поверхностей нет, (истинный раствор).

  • Гетерогенные системы содержат не менее двух фаз.


Фаза – совокупность всех гомогенных частей системы, одинаковых по составу и по всем физическим и химическим свойствам (не зависящим от количества вещества) и отграниченных от других частей системы поверхностью раздела.

  • Фаза – совокупность всех гомогенных частей системы, одинаковых по составу и по всем физическим и химическим свойствам (не зависящим от количества вещества) и отграниченных от других частей системы поверхностью раздела.

  • Компонентами называют вещества, минимально необходимые для составления данной системы (минимум один).


Свойства и состояние системы определяются ее физико-химическими параметрами.

  • Свойства и состояние системы определяются ее физико-химическими параметрами.

  • В качестве термодинамических обычно выступают параметры которые могут быть измерены: температура, объем, концентрация.

  • Если система изменяет свои параметры, то в ней происходит термодинамический процесс.



Внутренняя энергия

  • Каждая термодинамическая система обладает определенным запасом энергии, которая называется внутренней энергией.

  • Внутренняя энергия системы ∆ U это общий запас энергии, который складывается с кинетической энергии движения ее составных частей (молекул, ионов, атомов, других частиц) и потенциальной энергии их взаимодействия без учитывания кинетической энергии системы в целом и потенциальной энергии ее положения



Внутренняя энергия системы есть функцией ее состояния и зависит от параметров системы.

  • Внутренняя энергия системы есть функцией ее состояния и зависит от параметров системы.

  • Величина внутренней энергии зависит от природы тела, его массы, химического состава и параметров, которые обусловливают состояние системы – давления, объема, температуры.

  • Для термодинамического анализа достаточно знать только прирост внутренней энергии

  • ΔU = U конеч - U начал


Энтальпия (H)

  • Это энергия, которой владеет система при постоянном давлении.

  • H = U + pV

  • pV – потенциальная энергия

  • Энтальпия имеет большое значение в химии, так как передача тепла в химической реакции происходит при постоянном давлении.


Работа (А)

  • Это форма передачи энергии, вследствие чего система развивает напрямленую силу и делает работу над другой системой, к которой эта сила приложена.

  • Работу которую делает система над окружающей средой считают положительной А>0 (+А), а работу которая делается над системой – отрицательной А<0 (-А).

  • Теплотой (Q) называют форму передачи энергии от одной системы к другой вследствие неналаженого (хаотического) движения молекул.



Термодинамические процессы

  • Изохорный - происходит при постоянном объеме (V=const)

  • Изобарный - происходит при постоянном давлении (р=const)

  • Изотермический- происходящий при постоянной температуре (Т=const)

  • Адиабатический- происходящий без обмена тепла с окружающей средой, система не получает тепла извне и не отдает его окружающей среде (Q = 0)



Первый закон термодинамики

  • 1. Энергия не исчезает без следа и не возникает ни из чего, а только переходит из одного вида в другой в эквивалентном количестве.

  • 2. В любой изолированной системе общий запас энергии всех видов сохраняется неизменным.(ΣЕ=сonst)

  • 3. Вечный двигатель первого рода невозможен, то есть периодически действующая машина, что дает работу, не расходуя энергии, невозможна.

  • Математическое выражение первого закона термодинамики:

  • Q=ΔU+A


Термохимические уравнения

  • Термохимическими называют уравнения в которых кроме формул исходных веществ и продуктов реакции с стехиометрическими коэффициентами указаны соответственны этим уравнениям тепловые эффекты (смена энтальпии).

  • В термохимических уравнениях обязательно указывают агрегатное состояние исходных веществ и продуктов реакции.

  • Стехиометрические коэффициенты в термохимических уравнениях могут быть дробными.

  • C(т) + H2O(г) = CO(г) + H2(г); ΔНr0 =132,0 кДж

  • C(т) + ЅO2(г) = CO(г); ΔНr0 = - 110,5 кДж


Экзотермические процессы это процессы идущие с выделением теплоты.

  • Экзотермические процессы это процессы идущие с выделением теплоты.

  • Эндотермические это процессы, в которых теплота поглощается.

  • Тепловым эффектом химической реакции называют максимальное количество теплоты, которая выделяется или поглощается при постоянном объеме или давлении.

  • Тепловой эффект химической реакции при стандартных условиях (ΔНr0) это тепловой эффект измеренный при температуре 298,15К и давлении 101,3 кПа.

  • Тепловой эффект при стандартных условиях рассчитывают по стандартным теплотам образования и сгорания.



Стандартная теплота (энтальпия) образования – это тепловой эффект процесса образования 1 моль соединения из простых веществ при условии что все компоненты системы находятся в стандартных состояниях.

  • Стандартная теплота (энтальпия) образования – это тепловой эффект процесса образования 1 моль соединения из простых веществ при условии что все компоненты системы находятся в стандартных состояниях.

  • Стандартная (энтальпия) теплота сгорания - это теплота сгорания в атмосфере кислорода (окисления) 1 моля вещества при 298,15 К и давлении 101,3 кПа к наипростейшим оксидам.

  • Стандартная теплота растворения – это количество теплоты, которое выделяется или поглощается при растворении 1 моля вещества в очень большом количестве растворителя.

  • Стандартная теплота реакции нейтрализации – это тепловой эффект реакции нейтрализации молярной массы эквивалента кислоты(основания) соответственным количеством основания (кислоты).


Закон Гесса

  • Тепловой эффект химической реакции не зависит от пути (механизма) ее течения, а только определяется начальным и конечным состоянием системы.


Процесс преобразования исходных веществ в продукты реакции различными путями: 1.реакция в одну стадию, тепловой эффект которой равен ΔН1 2.реакции, тепловой эффект которых равен ΔН2 и ΔН3 3.реакции, тепловой эффект которых равен соответственно ΔН4, ΔН5 и ΔН6 Закон Гесса утверждает, что ΔН1 = ΔН1+ ΔН1 = ΔН1 +ΔН1 +ΔН1



Первое следствие:

  • Тепловой эффект разложения какого-либо вещества равен тепловому эффекту его образования по абсолютной величине и противоположному ему по знаку.

  • При разложении 1 моля НСl на простые вещества Н2 и Сl2 израсходуется 92,3 кдж теплоты.

  • HCl(г) = Ѕ H2(г) + ЅCl2(г); ΔН=92,3кДж

  • Такое же количество теплоты выделяется при образовании 1 моля НСl c простых веществ

  • Ѕ H2(г) + ЅCl2(г) = HCl(г); ΔН= - 92,3кДж



Второе следствие

  • Тепловой эффект реакции равен разнице алгебраических сум энтальпий образования продуктов реакции и исходных веществ.

  • ΔНr = Σ ΔНf0(прод) - Σ ΔНf0(исход)

  • f – formation - образование

  • Например

  • HCl(г)+ NH3(г) = NH4Cl(г)

  • ΔНr = ΔНf0(NH4Cl) – (ΔНf0(HCl)+ ΔНf0(NH3)


Третье следствие

  • Тепловой эффект реакции равен разнице алгебраических сум энтальпий сгорания исходных веществ и продуктов реакции.

  • ΔНr = Σ ΔНс0(исход) - Σ ΔНс0(прод)

  • с – сombustion - сгорание

  • Например:

  • СН4(г)+СО2(г) = 2СО(г) + 2Н2(г)

  • ΔНr = ΔНс0(СН4) – (2ΔНс0(СО) + 2ΔНс0(Н2))


Второй закон термодинамики

  • Теплота не может сама собой переходить от холодного тела к горячему, не оставляя изменений в окружающей среде.

  • Различные виды энергий стремятся превратится в теплоту, а теплота, в свою очередь, стремится рассеяться то есть теплоту нельзя полностью превратить в работу



Процессы могут быть:

  • Термодинамически обратимым называется процесс, который можно реализовать в прямом и обратном направлениях при этом система возвращается в исходное состояние через промежуточные состояния равновесия не оставляя изменений в окружающей среде.

  • Необратимыми называют процессы, при которых в результате прямого и следующего за ним обратного перехода в системе или окружающей среде возникают какие либо неисчезающие изменения.



Энтропия S

  • Энтропия есть мерой рассеянной (обесцененной) энергии.

  • Чем больше величина энтропии тем меньшая часть энергии может превратится в работу, то есть энтропия выступает как мера необратимости процесса.

  • ΔQ

  • ΔS = ------

  • T

  • Смена энтропии ΔS определяется только начальным и конечным станами системы:

  • ΔS = Sконеч - Sначал


Для закрытых систем используют термодинамические потенциалы:

  • Энергия Гиббса (G) - (изобарно-изотермический потенциал), которую определяют по формуле:

  • G = H – TS; ΔG = ΔH – TΔS

  • Энергия Гельмгольца (F) - (изохорно-изотермический потенциал), которую определяют по формуле:

  • F = U – TS; ΔF = ΔU – TΔS;