Лекция 1 Химическая термодинамика. Химическая кинетика и катализ ПЛАН 1. Основные понятия термодинамики. 2. Термохимия. 3. Химическое равновесие. 4. Скорость химических реакций. 5. Влияние температуры на скорость реакций. 6. Явление катализа. Подготовили : к.х.н., доц. Іванець Л.М., ас. Козачок С.С. Лектор ассистент кафедры фармацевтической химии Козачок Соломея Степановна

Термодинамика – Термодинамика – это раздел физики, изучающей взаимные преобразования различных видов энергии, связанных с переходом энергии в форме теплоты и работы. Большое практическое значение термодинамики в том, что она позволяет рассчитать тепловые эффекты реакции, заранее указать возможность или невозможность осуществления реакции, а также условия ее прохождения.

Основные термодинамические понятияСистема Параметр Состояние Процесс характеризуется характеризует

Работа расширения идеального газа h s F

Внутренная енергия Внутренная энергия - кинетическая энергия всех частиц системы (молекул, атомов, электронов) и потенциальная энергия их взаимодействий, кроме кинетической и потенциальной энергии системы в целом. Внутренная энергия является функцией состояния, т.е. ее изменение определяется заданным начальным и конечным состояниями системы и не зависит от пути процесса: U = U 2 – U 1

Первый закон термодинамики Энергия не исчезает бесследно и не возникает из ничего, а только переходит из одного вида в другой в эквивалентном количестве. Вечный двигатель первого рода, то есть периодически действующая машина, которая дает работу, не тратя при этом энергии, невозможен. Q = U + W В любой изолированной системе общий запас энергии сохраняется неизменным. Q = U + W

Тепловой эффект химической реакции при постоянном V или р не зависит от пути прохождения реакции, а определяется природой и состоянием исходных веществ и продуктов реакции Закон Гесса Н 1 Н 2 Н 3 Н 4 Исходние вещества продукты реакции Н 1 = Н 2 + Н 3 + Н 4 Н 1 = Н 2 + Н 3 + Н 4

Второй закон термодинамики, как и первый, является результатом многовекового человеческого опыта. Существуют различные формулировки второго закона, но все они определяют направление самопроизвольных процессов: 1. Теплота не может самопроизвольно переходить от холодного тела к горячему (постулат Клаузиуса). 2. Процесс, единственным результатом которого является превращение теплоты в работу, невозможен (постулат Томсона). 3. Нельзя построить машину периодического действия, которая только охлаждаюет тепловой резервуар и выполняет работу (первый постулат Планка). 4. Любая форма энергии может полностью превратиться в теплоту, но теплота преобразуется в другие виды энергии лишь частично (второй постулат Планка).

Энтропия – термодинамическая функция состояния, поэтому ее изменение не зависит от пути процесса, а определяется только начальным и конечным состояниями системы. тогда S 2 - S 1 = ΔS = S 2 - S 1 = ΔS = Физической смысл энтропии - это количество связанной энергии, которая отнесенная к одному градусу: в изолированных системах, направление течения самопроизвольных процессов определяется изменением энтропии.

Характеристические функции U – функция изохорно-изоэнтропийного процесса: dU = TdS – pdV. Для произволного процесса: U 0 Н – функция изобарно-изоэнтропийного процесса:dН = TdS + Vdp Для произволного процесса : Н 0 S – функция изолированой системы Для произволного процесса: S 0 Для произволного процесса : S 0 F – функция изохорно-изотермического процесса dF = dU – TdS. Для произволного процесса : F 0 G – функция изобарно-изотермического процесса: dG = dH- TdS Для произволного процесса : G 0

Расчет констант равновесия аА + bВ = сС + dD P i = C i RT, поэтому K p = K c (RT) υ, х i = C i RT/P общ, поэтому где v – изменение количества молей газообразных веществ

Классификация химических реакций по числу стадий Простые протекают в один элементарный химический актСложные протекают в несколько стадий Обратная реакция А В Обратная реакция : А В Паралельние : В А С Последовательные :АВС Сопряженные :А D Сопряженные : А D С В Е В Е

Классификация химических реакций по числу реагирующих фаз Гомогенние: Гомогенние: N 2 (г) + H 2 (г) NH 3 (г) Гетерогенние: Гетерогенние: Mg (т) + HCl (р-н) MgCl 2 (р-н) + H 2 (г) Топохимические (в твердой фазе) Топохимические (в твердой фазе)

Классификация химических реакций по числу частиц, которые реагируют в лимитирующей стадии Мономолекулярние: Мономолекулярние: Н 2 СО 3 Н 2 О + СО 2 Бимолекулярние: Бимолекулярние: CuO + CO Cu + CO 2 Тримолекулярние: Тримолекулярние: 2 NO + O 2 = 2 NO 2

Кинетические кривые средней скорости реакции исходние вещества продукт С t α Истинная скорость: dC = v·dt;v = tgα

Влияние температуры на скорость реакций Влияние температуры на скорость ферментативных реакций t t

Сравнение Вант- Гоффа: Расчет срока годности лекарств по методу "ускоренного старения" Вант- Гоффа: при t 2 t 1 Температурной коэффициент скорости:

Энергетический барьер для экзотермической реакции Е 2 * - Е 1 * = Н Энергия Ход реакции Е1*Е1*Е1*Е1* Е2*Е2*Е2*Е2* Н

Типы катализа Положитель ный Отрицатель ный Автокатализ ГомогенныйГетерогенныйФерментативный Кислотно-основной специфический Кислотно-основной неспецифический

Влияние катализатора на энергию активации реакции ЕаЕа Ход реакции Энергия ЕаЕа ЕаЕа Некаталитиче ская реакция Каталитическ ая реакция

Оптимальние условия рН для некоторых ферментов ФерментСубстратрН -фруктофуранози- даза Уреаза Пепсин Аргиназа Сахароза Мочевина Белок Аргинин 4,5-6,6 6,7 1,5-2,0 9,5-9,9

Применение ферментных препаратов ДействиеНазвание Улучшают функцию пищеварения Пепсин, мезим, фе- стал, панкреатин Противогнойное Трипсин, лидаза, химотрипсин ПротивовирусноеРыбо- и дезокси- рибонуклеаза Против тромбозов сосудов Плазмин, стрептаза

Контрольные вопросы по данной лекции 1) 1)Первый и второй законы термодинамики 2) 2)Что такое катализ и катализатор? 3) 3)Как зависит скорость ферментативных реакций от температуры?