Лекция 1 Тема: Предмет и задачи курса. Термодинамика. Термохимия. Дисциплина «Химия» Для студентов 1 курса специальности: Общая медицина, Стоматология. - презентация

1 Лекция 1 Тема: Предмет и задачи курса. Термодинамика. Термохимия. Дисциплина «Химия» Для студентов 1 курса специальности: Общая медицина, Стоматология Лектор : ассоциированный профессор кафедры биохимии и химических дисциплин, кандидат химических наук Болысбекова Салтанат Манарбековна

2 Цель и задачи: Определить значение химии в системе медицинского образования Сформировать основные понятия химической термодинамики и термохимии Ознакомить с методикой расчетов на основании закона Гесса.

3 Актуальность: Химическая термодинамика является теоретической основой для изучения обмена веществ и энергии в живом организме. Позволяет установить специфические особенности преобразования различных видов энергии, определяет возможность, направление и пределы протекания химических процессов.

4 План лекции: Введение. Основные понятия термодинамики. Закон Гесса и следствия из него. Заключение Обратная связь

5 «…медик без довольного познания химии совершен быть не может…». М.В.Ломоносов

6 Основные понятия термодинамики. Термодинамика – это наука о взаимосвязи между различными видами энергии, о возможности, направленности и пределах самопроизвольно идущих процессов.

7 Термодинамическая система – это отдельное тело, состоящее из большого числа частиц, или часть пространства физического мира, отделенная от внешней среды реальной или воображаемой границей.

8 По отношению к окружающей среде термодинамические системы делятся на. открытые закрытые изолированные Термодинамическая система, которая обменивается с окружающей средой своей массой и энергией, называется открытой. Термодинамическая система, которая обменивается с окружающей средой энергией, но не обменивается массой, называется закрытой. Термодинамическая система, которая не обменивается с окружающей средой ни массой, ни энергией, называется изолированной.

9

10 По агрегатному состоянию термодинамические системы делят на гомогенные гетерогенные Гомогенной термодинамической системой называется система, все части которой, во всем объеме, имеют одинаковые свойства. Гетерогенной называется термодинамическая система, отдельные части которой отделены друг от друга видимой поверхностью раздела при переходе через которую резко изменяются свойства системы. Фаза – это часть системы, отделенная от других ее частей поверхностью раздела, при переходе через которую свойства изменяются скачком.

11

12 Теплота Q, поглощенная системой, идет на изменение ее внутренней энергии U и на совершение работы А : Q = U + А А-это работа против внешнего давления: А = р V, где V = (V 2 –V 1 ) – изменение объема системы. Первый закон термодинамики:

13 U = U 2 – U 1 Внутренняя энергия

14 Н = U + р V Н = - Q При экзотермических реакциях Н 0. Н – энтальпия (теплосодержание системы)

15 Раздел термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических реакций, называют термохимией.

16 ГЕСС, ГЕРМАН ИВАНОВИЧ (1802–1850), русский химик. Родился 26 июля (7 августа) 1802 в Женеве. Вместе с семьей переехал в Россию, где и прошла вся его жизнь. По окончании медицинского факультета Дерптского университета (1825) занялся химией. Окончил Стокгольмский университет. Мировую известность Гесс получил как основатель термохимии. Ученый сформулировал основной закон термохимии – «закон постоянства сумм тепла», являющийся приложением закона сохранения энергии к химическим процессам.

17 Основным законом термохимии является закон Гесса: Тепловой эффект химических реакций не зависит от пути протекания реакции, а зависит только от начального и конечного состояния системы.

18 Первое следствие из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции ( Н Х.Р.) равен сумме теплотыыаа образования Нобр. продуктов реакции за вычетом суммы теплотыыаа образования исходноых веществ, взятых с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции Н Х.Р. = Н обр. (продуктов) - Нобр. (исх.)

19 Неорганические соединения (при 25 °C) стандартная энтальпия реакции Хим соединение Фаза (вещества) Химическая формула Δ H 0 Δ H 0 к Дж/моль Хлорид натрия (соль) твёрдыйNaCl ВодажидкийH2OH2O286 ВодагазообразныйH2OH2O241.8 ВодородгазообразныйH2H2 0

20 Н Х.Р. = Н обр. (продуктов) - Нобр. (исх.) Fе 2 О 3 (к) + 3 СО (г) 2 Fе(к) + 3 СО 2 (г) + Н Н Х.Р. = 2 Н обр.(Fе) + 3 Н обр. (СО 2 ) – ( Нобр. (Fе 2 О 3 ) + 3 Нобр. (СО) )= 3 Н обр.(СО 2 ) - Нобр. (Fе 2 О 3 ) - 3 Нобр. (СО)

21 Второе следствие из закона Гесса тепловой эффект реакции горения равен сумме теплотыыаа (энтальпий) сборания Нсбор. исходноых веществ за вычетом суммы теплотыыаа (энтальпий) сборания продуктов реакции, взятых с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции Н 0 Х.Р. = Н 0 сбор. (исходно) - Н 0 сбор. (продуктов.)

22 S - энтропия - мера неупорядоченности системы (Дж/(К·моль).

23 S х.р. = S 0 прод. - S 0 исходно

24

25 Энергия Гиббса (G) или изобарно- изотермический потенциал - - это часть внутренней энергии системы, которая может перейти в полезную работу при р=const, Т=const.

26

27 1) если G 0, процесс самопроизвольно протекать в прямом направлении не может.

28 Чем меньше G, тем сильнее стремление к протеканию данного процесса и тем дальше система находится от состояния равновесия. G=G 2 - G 1

29 Наименование функции Физический смысл Н энтальпия – общий запас энергии системы S энтропия – мера неупорядоченности в системе (часть энергии, не способная превратиться в работу) G энергия Гиббса – свободная энергия (способная превратиться в работу) Термодинамические функции систем

30 Соотношение и взаимосвязь термодинамических функций

31 Процессы, при которых в условиях р=const, Т=const – энергия Гиббса, а при V=const, Т=const –энергия Гельмгольца убывают, наз. экзэргоническими, а процессы, при которых эти величины возрастают - эндэргоническими

32 Обратная связь:

33 По изменению величины энергии Гиббса определить возможность протекания следующих химических реакций в прямом направлении: 1)СаСО 3 СаО + CO 2, G = +129 к Дж 2) 8Al + 3Fe 3 O 4 9Fe + 4 Al 2 O 3, G = к Дж 3) N 2 O 4 2NO 2, G = 0,0 к Дж

34 Не производя вычислений определить, как изменяется энтропия в следующих реакциях: 1) NH 4 NO 3 (к) N 2 O(г) + 2H 2 O(г) 2) Н 2 (г) + О 2 (г) 2Н 2 О(г), 3) Н 2 (г) + J 2 (г) 2НJ(г), 4) СО(г) + Cl 2 (г) COCl 2 (г), 5) FeO(к) + H 2 (г) Fe(к) + H 2 O(ж).

35 Спасибо за внимание!