эритмалар. эритмалар назарияси. эритмаларнинг хоссалари
реклама
Кафедра биоорганической и биологической химии Бионеорганическая химия I КУРС ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА И БИОЭНЕРГЕТИКА ЛЕКЦИЯ №2 ЛЕКТОРА: ПРОФЕССОР ПРОФЕССОР ПРОФЕССОР ДОЦЕНТ А.Д.ДЖУРАЕВ У.А. БАЛТАБАЕВ С.С. КАСЫМОВА Ш.У.АБДУЛЛАЕВ Цель лекции Законы термодинами универсальны для живой и неживой природы. В организме человека присутствуют все виды энергии и они взаимопревращаемы, что является одним из важнейших факторов, обеспечивающих возможность протекания процессов обмена веществ. Нарушение энергетического обмена является причиной возникновения различных заболеваний. Для обоснования и понимания причин указанных нарушений необходимо основываться на знаниях законов термодинамики. Рассматриваемые вопросы • Предмет и задачи термодинамики • Значение законов термодинамики в медицине • Термодинамические системы и термодинамические параметры • Внутренняя энергия • Первый закон термодинамики • Изобарный и изохорный тепловые эффекты • Энтальпия Рассматриваемые вопросы • Химическая термодинамика. Тепловые эффекты • Закон Гесса и следствия из него • Второй закон термодинамики • Энтропия и энергия Гиббса • Условия термодинамического равновесия • Самопроизвольные термодинамические процессы и условия их направленности Предмет термодинамики и понятия, используемые при её изучении Tермодинамика - это наука о взаимопревращениях различных видов энергии Виды энергии: 1. Механическая 2. Тепловая 3. Химическая 4. Электрическая 5. Внутриядерная Системы и их классификация • Часть пространства, условно ограниченная границей раздела от окружающей среды называется системой. По принципу обмена с окружающей средой системы бывают: • Открытые – обмениваются и веществом и энергией • Закрытые – обмениваются лишь энергией • Изолированные – не обмениваются ни веществом, ни энергией Термодинамическая система и её внутренняя энергия • Если система характеризуется так называемыми термодинамическими параметрами состояния – массой, объёмом, давлением, температурой, составом, теплоёмкостью – она называется термодинамической системой. • Внутренняя энергия системы – это совокупность всех видов энергии, кроме механической (кинетической и потенциальной). Первый закон термодинамики • При любом процессе энергия не исчезает и не возникает из ничего, она лишь превращается из одного вида в другой в эквивалентных количествах. Первый закон термодинамики, применительно к деятельности живого организма • Химическая энергия процесса обмена веществ превращается в другие виды энергии и обеспечивает возможность протекания жизненно важных процессов в организме. Математическое выражение первого закона термодинамики Q = U + A Где: Q – количество теплоты U – изменение внутренней энергии: U = U2 - U1 A – количество работы под воздейстием внешних сил Если работа выполняется только за счёт изменения объёма A = P V Тогда: Q = U + P V Тепловой эффект изохорного процесса При изохорном процессе объём является величиной постоянной, т.е. V = const При неизменном объёме: V = 0 Т.е. работа не выполняется: PV = 0 При таких условиях, согласно первому закону термодинамики, всё количество тепла, подаваемое в систему, расходуется на увеличение внутренней энергии: QV = U Тепловой эффект изобарного процесса При изобарном процессе давление является величиной постоянной: P = const Для такого состояния системы выражение для первого закона термодинамики Q = U + P V переписывается следующим образом: QP = U2 -U1 + P(V2 -V1) = U2 - U1 + PV2 -PV1 QP = (U2 + PV2) - (U1 - PV1) Тепловой эффект при неизменном давлении называется энтальпией системы и обозначается Н: U + PV = H Тогда: QP = H2 - H1 = H Химическая термодинамика • Раздел термодинамики, изучающий превращения энергии при химических процессах называется химической термодинамикой • Процессы идущие с выделением тепла называются экзотермическими, процессы идущие с поглощением тепла называются эндотермическими • Количество тепла, поглощаемое или выделяемое в процессе химических превращений называется тепловым эффектом реакции. Термохимические реакции • Экзотермический процесс: H2 (г) + 1/2O2 (г) = H2O(ж) + 284,2 кДж, или H2 (г) + 1/2O2 (г) = H2O(ж) ; H = -284,2 кДж • Эндотермический процесс: 1/2 N2 (г) + 1/2 O2 (г) = NO(г) - 180,75 кДж, или 1/2 N2 (г)+ 1/2 O2 (г) = NO(г); H = +180,75 кДж Закон Гесса «Тепловой эффект химической реакции (энтальпия) зависит от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути перехода из начального состояния в конечное» Q = Q1 + Q2 = Q3 + Q4 + Q5 Q1 Q2 Q Q3 Q5 Q4 Следствия из закона Гесса 1. Hd = - Hf ; Где: Hd – изменение теплоты разложения вещества Hf изменение теплоты образования вещества 2. Hr0 = nHf0 (прод.) - nHf0 (исх.) Где: nHf прод.) – сумма изменений теплот образования (энтальпии) продуктов реакции nHf (dastl.) - сумма изменений теплот образования (энтальпии) исходных веществ реакции 3. Hr = nHсгор. (исх.) - n Hсгор. (прод.) Второй закон термодинамики Формулировка Клаузиуса: «Теплота самопроизвольно не передаётся от холодного тела к горячему» Логарифмированное значение термодинамической вероятности системы называется энтропией: S = k lgW Здесь: S - энтропия – функция беспорядка в системе k – постоянная Больцмана W – термодинамическая вероятность Второй закон термодинамики При постоянной температуре – изотермическом процессе: ΔS = Q/T; Дж/(K.моль) или Q = TΔS Подставим это значение в Q = ΔU + PΔV TΔS = ΔU + PΔV При V = const работа не выполняется: PΔV = 0, тогда: Uсвяз. = TS G = H - Uсвяз. = H - TS Где: Uсвяз. – связанная энергия системы (часть энергии, рассеиваемая без совершения полезной работы) G – свободная энергия или энергия Гиббса (часть Параметры, рассчитываемые для определения направления и возможности осуществления термодинамического процесса: • • • • ΔG = ΔH - TΔS ΔH0 = nΔH0 (прод.) - nΔH0 (исх.) ΔS0 = nΔS0 (прод.) - nΔS0 (исх.) ΔG0 = nΔG0 (прод.) - nΔG0 (исх.) ΔG < 0 – процесс самопроизвольный ΔG = 0 – система в состоянии равновесия ΔG > 0 – процесс термодинамически не осуществим
