• Название:

    Лекция №1 (по новому пл 2011) — презентация

  • Размер: 0.14 Мб
  • Формат: PPT
  • или


Тема лекции №1:
Элементы химической термодинамики. 1 и 2 законы термодинамики.
Химическое равновесие.
Основы химической термодинамики Изолированная система  m = 0 Е = 0 Закрытая система  m = 0 Е ≠ 0 Открытая система  m ≠ 0 Е ≠ 0 Основы химической термодинамики Экстенсивные параметры:масса (m)объём (V)энергия (Е)энтропия (S)Интенсивные параметры:давление (Р)температура (Т)плотность (ρ) Основы химической термодинамики Функциями состояния являются следующие величины:
Температура (Т)Объем (V)Давление (P)Внутренняя энергия (U)Энтальпия (H)Энтропия (S)Свободная энергия Гиббса (G) Основы химической термодинамики Математическое выражение первого начала термодинамики Q = U + W Основы химической термодинамики QV = UV При изохорном процессе V = const,тогда  V = 0,W = РЧ∆V, то W = 0 Уравнение I начала термодинамикипринимает вид: Основы химической термодинамики Qp = H2 – H1 Qp = H При изобарном процессе P = const Н = U + PV Основы химической термодинамики I закон термодинамики для изобарных процессов ∆Нр = ∆U + P∆V Основы химической термодинамики ЗАКОН ГЕССАТепловой эффект реакции при постоянном объеме или давлении не зависит от пути процесса, а зависит от начального и конечного состояния системы Основы химической термодинамики Стандартные условия Т = 298 К Р = 1, 013 Ч105 Н/м2 Основы химической термодинамики H0 = n H0298 обр. пр.р.- n H0298 обр. исх. в-в. Первое следствие из закона Гесса:
Основы химической термодинамики H0сгор =n H0 298 сгор. исх. в-в. - n H0298 сгор. пр. р.
Второе следствие из закона Гесса Основы химической термодинамики U = 0, тогда Q = W – I закон термодинамики для открытых систем Все виды работ в организме совершаются за счет эквивалентного количества энергии, выделяющейся при окислении питательных веществ Первое начало термодинамики к живым организмам ВТОРОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ. S = f (Q) АНАЛИТИЧЕСКОЕ ВЫРАЖЕНИЕ 2-го НАЧАЛА ТЕРМОДИНАМИКИ [S] = Дж/К, [ΔS] = Дж/моль ЧК Условие самопроизвольного протекания процессов в изолированной системе ΔS > 0 МАТЕМАТИЧЕСКОЕ ВЫРАЖЕНИЕ 2-ГО ЗАКОНА ТЕРМОДИНАМИКИ ΔS ≥ 0 РАСЧЁТ ЭНТРОПИИ РЕАКЦИИ ΔS0298= ∑n ЧS0прод. р-ции -∑n ЧS0 исх. в-в Условие возможности протекания реакции в прямом направлении без затраты энергии ΔG < 0 ΔG< 0, то реакция неосуществима в прямом направлении ΔG = 0, то система находится в состоянии равновесия Энергия Гиббса Расчёт изменения свободной энергии Гиббса G0 = n G0 298 обр. пр.р.- n G0 298 обр. исх. в-в. ΔG0 = ΔH0 – TΔS0 УРАВНЕНИЕ ГИББСА АНАЛИЗ УРАВНЕНИЯ ГИББСА 1) ΔG0 < 0, если ΔН0 < 0, ΔS0 > 0 3)ΔG0 < 0, если ΔН0 > 0, ΔS0 > 0 - при высоких температурах, |ТΔS |>|ΔH| 2) ΔG0 < 0, если ΔН0<0, ΔS<0 при низких температурах и ΔS – очень мало|ΔH|>|ТΔS| Химические реакции, протекающие в организме при ΔG<0 называют экзергоническими Реакции, в которых ΔG>0 и над системой совершается работа, наз. эндергоническими Глюкоза → глюкоза–6-фосфат, ΔG0=13,4 к Дж/моль АТФ + 4 Н2 О →АДФ +Н3 РО4, ΔG0= - 30,6к Дж/моль ΔG0 = 13,4 - 30,6 = -17,2 к Дж/моль ГЛЮКОЗА + АТФ → ГЛЮКОЗА-6-ФОСФАТ + АДФ, ΔG=-17,2 к Дж/моль ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ c, d, a, b – стехиометрические коэффициенты реакции [C], [D], [A], [B] – равновесные концентрации веществ, моль/л Выражение константы равновесия через парциальное давление Признаки истинного равновесия 1) Равенством скоростей прямой и обратной реакции;
2) Сохранением своего состояния во времени при отсутствии внешних воздействий;
3) Минимальным значением энергии Гиббса Gmin и максимальным значением энтропии Smax;
Уравнение изотермы химической реакции при стандартных условиях Kc - константа равновесия реакции УРАВНЕНИЕ ИЗОТЕРМЫ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ АНАЛИЗ УРАВНЕНИЯ ИЗОТЕРМЫ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ -если Kc > Пс, то ΔG < 0, равновесие сдвинуто в сторону прямой реакции, ; если Kc < Пс, то ΔG > 0, равновесие сдвинуто в сторону обратной реакции; если Kс = Пc, то ΔG = 0, наблюдается химическое равновесие Равнение изобары реакции Уравнение изобары химической реакции после интегрирования