Химическая термодинамика: теоретическая основа биоэнергетики

энергии, связанные с переходом энергии в форме теплоты и работы.

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.

обмениваются с окружающей средой веществом и энергией (например, живые объекты)

∆m≠0, ∆E≠0;
закрытые – обмениваются только энергией (например, реакция в закрытой колбе или колбе с обратным холодильником), наиболее частый объект химической термодинамики ∆m=0, ∆E≠0;
изолированные – не обмениваются ни веществом, ни энергией и сохраняют постоянный объем (приближение – реакция в термостате) ∆m=0, ∆E=0.

, 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.

точки зрения термодинамики.

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.

внутренней энергией.

Внутренняя энергия системы ∆ U - это общий запас

энергии, который складывается из кинетической энергии движения ее составных частей (молекул, ионов, атомов, других частиц) и потенциальной энергии их взаимодействия без учета кинетической энергии системы в целом и потенциальной энергии ее положения

состава и параметров, которые обусловливают состояние системы – давления, объема,

температуры.

Запас внутренней энергии системы не исчерпаем и не поддается определению. Определена только внутренняя энергия атома водорода.

Для термодинамического анализа достаточно знать только прирост внутренней энергии.
ΔU = U конеч - U начал

возникает ни из чего, а только переходит из одного вида

в другой в эквивалентном количестве.

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

Подводимое к системе тепло идет на изменение внутренней энергии и на совершение работы.

постоянном объеме (V=const) А=р*(V2-V1); ∆V=0; A=0 → Q=∆U

Изобарный

- происходит при постоянном давлении (р=const) Q=∆U+p∆V

Изотермический- происходящий при постоянной температуре (Т=const) ∆U=0 → Q=A

Адиабатический- происходящий без обмена тепла с окружающей средой, система не получает тепла извне и не отдает его окружающей среде (Q = 0) – изолированная система A=−∆U

– энтальпия – запас энергии при постоянном давлении, является функцией

состояния, не зависит от пути процесса.
Q=∆H – все подводимое к системе тепло идет на изменение энтальпии (р=const).

∆H = ∆U+p∆V; p∆V= ∆nRT

∆H = ∆U + ∆nRT

и продуктов реакции со стехиометрическими коэффициентами указаны соответственны этим уравнениям

тепловые эффекты (изменение энтальпии).
В термохимических уравнениях обязательно указывают агрегатное состояние исходных веществ и продуктов реакции.
Стехиометрические коэффициенты в термохимических уравнениях могут быть дробными.
C(т) + H2O(г) = CO(г) + H2(г); ΔНr0 =132,0 кДж
C(т) + ЅO2(г) = CO(г); ΔНr0 = - 110,5 кДж

или поглощается при постоянном объеме или давлении.

Тепловой эффект химической реакции

при стандартных условиях (ΔНr0) 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.

ее течения, а только определяется начальным и конечным состоянием системы.
ΔН1

= ΔН2+ ΔН3 = ΔН4 +ΔН5 +ΔН6

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.

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 – закон деградации (рассеивания) энергии.

В изолированной системе энтропия всегда возрастает

беспорядочнее тепловое движение частиц, следовательно больше S
Sгазообр. > S жидк.

> Sтверд.
При абсолютном нуле частицы не двигаются S=0.

4) Энтропия- термодинамическая вероятность (W) существования системы.
S=klnW
Термодинамическая вероятность (W) – число микросостояний с помощью которого реализуется данное макросостояние.

открытых и закрытых системах для определения самопроизвольности протекания процесса изменение

энтропии и изменение внутренней энергии не являются критерием самопроизвольности → используют энергию Гиббса.

это та часть энергии, которая может быть превращена в работу.

G

= H − TS

G = U + pV − TS

G = ∆H − T ∆S

Процесс протекает самопроизвольно при
∆G<0
(исключение: кинетические препятствия)

Химические реакции при ∆G<0 – экзергоническими (система совершает работу);
∆G>0 – эндергоническими
(над системой совершается работа).

тех же условиях может идти в прямом и в обратном

направлениях.
Необратимой называется реакция, которая идет практически до конца в одном направлении.

Химическое равновесие - состояние системы, в котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.

связывающее изменение свободной энергии Гиббса ∆G в ходе химической реакции

с её константой равновесия K:

∆G=−RTln K.

Вообще говоря, любая реакция может быть рассмотрена как обратимая (даже если на практике она таковой не является). При этом константа равновесия определяется как

K=k1 / k-1,

где k1 — константа скорости прямой реакции,
k-1 — константа скорости обратной реакции.

– реакция необратима.
Реакции I и II – обратимы,
Реакция III –

необратимы (при данных условиях)

Однако, например, реакция III окисление глюкозы кислородом становится обратимой в листьях растений при освещении.