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: PV = 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 =  nHf0 (прод.) -  nHf0 (исх.)
Где:  nHf прод.) – сумма изменений теплот
образования
(энтальпии)
продуктов
реакции
 nHf (dastl.) - сумма изменений теплот
образования
(энтальпии)
исходных
веществ реакции
3. Hr =  nHсгор. (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
Скачать