Лекция 2 Химическая термодинамика

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

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. 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 Δ U = 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

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.(Σ Е = с onst) 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) + H 2 O (г) = CO (г) + H 2( г ) ; ΔН r 0 =132,0 кДж C (т) + ЅO 2(г) = CO (г) ; ΔН r 0 = - 110,5 кДж

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 (ΔН r 0 ) 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 (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.

ΔН 2 ΔН 3 ΔН 1 ΔН 4 ΔН 5 ΔН 6 Процесс преобразования исходных веществ в продукты реакции различными путями: 1.реакция в одну стадию, тепловой эффект которой равен ΔН 1 2.реакции, тепловой эффект которых равен ΔН 2 и ΔН 3 3.реакции, тепловой эффект которых равен соответственно ΔН 4, ΔН 5 и ΔН 6 Закон Гесса утверждает, что ΔН 1 = ΔН 1 + ΔН 1 = ΔН 1 +ΔН 1 +ΔН 1

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 Н 2 и Сl 2 израсходуется 92,3 кдж теплоты. HCl (г) = Ѕ H 2(г) + ЅCl 2(г) ; ΔН=92,3кДж Такое же количество теплоты выделяется при образовании 1 моля НСl c простых веществ Ѕ H 2(г) + ЅCl 2(г) = HCl (г) ; ΔН= - 92,3кДж

Второе следствие Тепловой эффект реакции равен разнице алгебраических сум энтальпий образования продуктов реакции и исходных веществ. ΔН r = Σ ΔН f 0 (прод) - Σ ΔН f 0 (исход) f – formation - образование Например HCl (г) + NH 3(г) = NH 4 Cl (г) ΔН r = ΔН f 0 (NH4Cl) – (ΔН f 0 (HCl) + ΔН f 0 (NH3)

Третье следствие Тепловой эффект реакции равен разнице алгебраических сум энтальпий сгорания исходных веществ и продуктов реакции. ΔН r = Σ ΔН с 0 (исход) - Σ ΔН с 0 (прод) с – сombustion - сгорание Например: СН 4(г) +СО 2(г) = 2СО (г) + 2Н 2(г) ΔН r = ΔН с 0 (СН4) – (2ΔН с 0 (СО) + 2ΔН с 0 (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 = S конеч - S начал

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;