Студопедия

КАТЕГОРИИ:

АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника



Энергия не исчезает и не возникает из ничего, а только превращается из одного вида в другой в строго эквива­лентных соотношениях.

Читайте также:
  1. III. Для обеспечения проверки исходного уровня Ваших знаний и умений решите задачу.
  2. III. Для обеспечения проверки исходного уровня Ваших знаний-умений необходимому, предлагаем решить 2 задачи.
  3. III. Для обеспечения проверки исходного уровня Ваших знаний-умений необходимому, предлагаем решить 2 задачи.
  4. III. Для обеспечения проверки исходного уровня Ваших знаний-умений необходимому, предлагаем решить задачу.
  5. III. Для обеспечения проверки исходного уровня знаний-умений Вам предлагается решить задачу.
  6. III. Для обеспечения проверки исходного уровня знаний-умений решите 2 задания.
  7. III. Для обеспечения проверки исходного уровня знаний-умений решите 2 задания.
  8. III. Для обеспечения проверки исходного уровня знаний-умений решите 2 задания.
  9. IX. Самоход одного вагона.
  10. Non corpus solum aestimatur, sed potius quanti interfuit (D. 9.2.21.2). -Оценивается не столько врожденная вещь, сколько интерес.
  1. Исходя из теплот реакций окисления оксида мышьяка:

 

As2O3 + O2 = As2O5 ∆H0 = -271 кДж

3 As2O3 + 2 O3 = 3 As2O5 ∆H0 = -1096 кДж

 

определите теплоту образования озона из молекулярного кислорода.

  1. В каком из следующих случаев:

 

а) ∆H > 0 , ∆S > 0 б) ∆H > 0 , ∆S < 0 в) ∆H < 0 , ∆S < 0

 

реакция неосуществима при любых температурах ?

Ответ обоснуйте.

 

 


* in vitro – вне организма, буквально в стекле.

* Конечным продуктом азотистого обмена в организме в действи­тельности является не свободный азот, а такие продукты неполного сгорания, как мочевая кислота, мочевина, аммонийные соли, однако на практике принято вести расчёты, предполагая образование молекулярного азота.

 

* Пригожин Илья Романович – лауреат Нобелевской премии, бельгийский физик и физикохимик, один из создателей неравновесной термодинамики. Родился в Москве, вместе с родителями эмигрировал из России в 1920 г.

* Остеобласты (от греч. osteon – кость и blastos – росток, зародыш) – клетки, синтезирующие материал волокон и основного вещества костной ткани и регулирующие поток ионов Са2+ в очагах костеобразования.

** Остеокласты (от греч. osteon – кость и klao – ломаю, разбиваю) – костедробители, обычно многоядерные крупные клетки, разрушающие костную ткань.

* Эмбриогенез (от греч. embrion – зародыш животного и человека и genesis – происхождение) – зародышевое развитие.

** Регенерация (от позднелат. regeneration – возрождение, возобновление) – восстановление организмом утраченных или повреждённых органов и тканей. Термин предложен в 1712 г. Р. Ремюром.

Энергия не исчезает и не возникает из ничего, а только превращается из одного вида в другой в строго эквива­лентных соотношениях.

В зависимости от вида системы I закон термодинамики имеет различные формулировки.

В изолированной системе внутренняя энергия постоянна(∆υ=0).

Для закрытой системы I закон термодинамики устанав­ливает связь между теплотой, полученной или выделенной сис­темой в некотором процессе, изменением внутренней энергии системы и произведенной при этом работой.

Если к закрытой системе подвести теплоту Q,, то эта энергия расходуется на увеличение внутренней энергии системы DU и на совершение системой работы против внешних сил окружающей среды:



Q = DU + А.

В изобарно-изотермических условиях, в которых функцио­нируют живые организмы, совершаемая работа А = pDV, тогда:

 

Q =DU+pDU =(νко н - νнач) + (pVкон - pVнач) = (νкон + pVкон) - (νнач + pVнач)

Сумму внутренней энергии системы и произведения объёма на давление (U + pV) называют энтальпией (Н).

Энтальпияэто термодинамическая функция, характери­зующая энергетическое состояние системы при изобарно-изотермических условиях.

Теплота, полученная системой при р, Т = const, равна при­ращению энтальпии системы DН:

 

Q = Hкон – Ннач = DН.

 

Абсолютное значение энтальпии для любой системы опреде­лить невозможно, как и абсолютную величину внутренней энер­гии, поэтому в термодинамических расчётах используют лишь изменение энтальпии, происходящее при переходе системы из одного состояния в другое. Величина DН не зависит от пути процесса, а определяется, как для любой другой функции со­стояния, разностью энтальпий, характеризующих конечное и начальное состояния системы:



 

DН = Hкон – Ннач.

 

Количество теплоты, которое выделяется или поглоща­ется при прохождении химических реакций в изобарно-изо­термических условиях, характеризуется изменением эн­тальпии системы и называется энтальпией реакции DНр.

Химические реакции и физико-химические процессы под­разделяются на экзотермические и эндотермические.

Экзотермические процессы сопровождаются выделением энергии из системы в окружающую среду.

В результате таких процессов энтальпия системы уменьшается (Нкон < Hнач), следовательно, для экзотермических процессов:

 

DН = (Нкон - Hнач ) < 0; DНэкзо < 0.

 

Эндотермические процессы сопровождаются поглоще­нием энергии системой из окружающей среды.

В результате этих процессов энтальпия системы увеличивается (Hкон > Hнач), следовательно, для эндотермических процессов:

 

DН = (Нкон - Hнач ) > 0; DНэндо > 0.

 

Энтальпия системы является экстенсивным параметром и зависит от количества вещества, температуры и давления, по­этому изменение энтальпии в результате химической реакции или других процессов определяют при стандартных условиях.

Стандартные условия:

количество вещества - 1 моль;

давление - 760 мм рт. ст. = 101 325 Па;

температура - 298 К ≈ 25 °С.

Термодинамические параметры и функции состояния системы или их измене­ния, измеренные при стандартных условиях, обозначаются со­ответствующим символом с верхним индексом "°". Стандарт­ную энтальпию реакции обозначают , кДж/моль.

Стандартная энтальпия химической реакции представляет собой энерге­тическую характеристику реакции, проводимой в стандартных условиях. Химические уравнения, для которых указано значение энтальпии реакции, называются термохими­ческими уравнениями. Например, для реакции горения 1 моль ацетилена:

 

С2 Н2(г) + 2,5О2(г) = 2СО2(г) + Н2О(г); = -1256 кДж/моль.

 

Для оценки энергетического состояния веществ в термодинамике используются значения стандартных энтальпий обра­зования этих веществ, обозначаемые ∆Н°[вещество (агрегатное состояние)], кДж/моль.

Стандартная энтальпия образования простых веществ в их наиболее термодинамически устойчивом агрегатном и аллотропном состоянии при стандартных условиях принимается равной нулю.

Например, для кислорода DН02) = 0, для графита графит) = 0. Однако стандартная энтальпия образования озона DH03) = 142,2 кДж/моль, алмаза DН0алмаз) = 1,8 кДж/моль.

Стандартная энтальпия образования сложного веще­ства равна энтальпии реакции получения 1 моль этого вещества из простых веществ при стандартных усло­виях.

Например, стандартная энтальпия образования этанола равна стандартной энтальпии гипотетической реакции:

 

графит + 3Н2(г) + 0,5О2 (г) = С2Н5ОН(ж);

02Н5ОН) = -277 кДж/моль.

 

Значение стандартной энтальпии образования сложного ве­щества зависит от природы вещества и его агрегатного состоя­ния. Числовые значения стандартных энтальпий образования веществ приводятся в справочниках.

Энтальпию реакции можно определить как эксперименталь­но, так и методом расчёта с использованием стандартных энтальпий образования веществ, участвующих в химической реак­ции, на основе закона, открытого Российским учёным Г. И. Гессом (1840 г.).

Энтальпия реакции, то есть тепловой эффект реакции, за­висит только от природы и состояния исходных ве­ществ и конечных продуктов и не зависит от пути, по которому протекает реакция.

Закон Гесса можно проиллюстрировать следующей схемой:

 

А

 

Переход из начального состояния системы в конечное можно осуществить разными путями:

- непосредственно через реакцию, энтальпия которой равна DHр;

- в результате двухстадийного процесса через промежуточ­ное состояние А, энтальпии отдельных стадий которого равны соответственно DH1 и DH2;

- через ряд реакций трёхстадийного процесса через проме­жуточные состояния В и С, для которых энтальпии отдельных стадий равны соответственно DH3, DH4 и DH5.

В соответствии с законом Гесса:

 

DHр = DH1 + DH2 = DH3 + DH4 + DH5.

 

В термохимических расчётах большое значение имеют след­ствия из закона Гесса.

Первое следствие. Энтальпия реакции равна разности алгебраической суммы энтальпий образования всех продуктов реакции и алгеб­раической суммы энтальпий образования всех исходных веществ:

 

DHр = ∑vкон.DHкон.(Yкон.) - ∑vисх.DHисх.(Xисх.),

 

где DHj(Yj), DHi(Xi) - энтальпии образования продуктов реак­ции Yj и исходных веществ Xi;

vj и vi - соответствующие стехиометрические коэффициенты в уравнении химической реак­ции.

Это следствие позволяет вычислять энтальпии различных ре­акций (в том числе и биохимических, осуществление которых in vitro *невозможно), используя табличные значения стандарт­ных энтальпий образования продуктов реакции и исходных веществ.

Рассчитаем, например, энтальпию реакции получения моче­вины в организме из аммиака и оксида углерода (IV):


Второе следствие Энтальпия прямой реакции численно равна энтальпии обратной реакции, но с противоположным знаком:

 

= -∆

Рассчитаем, например, стандартную энтальпию реакции фотосинтеза глюкозы, которая является обратной реакцией горения глюкозы:

 


Основным источником энергии для живых организмов яв­ляется химическая энергия, заключённая в продуктах пита­ния. Для человека главными компонентами пищи являются жиры, углеводы и белки, окисление которых сопровождается выделением энергии. В медицине энергетическую характери­стику продуктов питания принято выражать в калориях. Пища обычно представляет собой смесь питательных веществ сложно­го состава, поэтому калорийность пищи указывается в расчёте на 1 г, а не на 1 моль.

Калорийностью питательных веществ называется энергия, выделяемая при полном окислении (сгорании) 1 г питательных веществ.

Взаимосвязь между единицами энергии выражается соот­ношением: 1 калория = 4,18 Дж.

Согласно закону Гесса теплота, которая выделяется при окислении питательных веществ, не зависит от того, как или где они окисляются, конечно, при условии, что продукты ре­акции остаются неизменными. Жиры, углеводы и белки окис­ляются в организме до тех же продуктов, что и при сгорании в калориметре:

 

 

“С” СO2; “Н” Н2О; “N” N2*

 

Поэтому для энергетической оценки большинства продуктов пи­тания может служить энтальпия реакции их сгорания. Наиболь­шую энергетическую ценность имеют жиры, при окислении которых выделяется 37,7-39,8 кДж/г (9,0-9,5 ккал/г). В про­цессе усвоения углеводов в организме человека выделяется 16,5-17,2 кДж/моль (4,0-4,1 ккал/г). На этом же уровне находится и калорийность белков: 16,5-17,2 кДж/г (4,0-4,1 ккал/г). Био­энергетику организма можно регулировать не только при помо­щи выбора отдельных продуктов, но, главным образом, их сочетанием. Для взрослого человека суточная норма потребле­ния составляет: жиров – 60–70 г, белков – 80–100 г (при тя­жёлом физическом труде – 130-140 г), а потребляемая масса углеводов должна в 4-5 раз превышать массу белков, причём только небольшая часть от этого количества должна быть в ви­де сахарозы (около 8 г).

В основе научной диетологии лежит соответствие калорий­ности пищевого рациона энергозатратам человека. Суточная по­требность человека в энергии составляет:

8 400 – 11 700 кДж (2 000 - 2 800 ккал) при лёгкой работе в сидячем положении (портные, канцелярские работники);

12 500 – 15 100 кДж (3 000 – 3 600 ккал) при умеренной и напряженной мышечной работе (учащиеся, студенты, врачи, рабочие-станочники);

16 700 – 20 900 кДж (4 000 - 5 000 ккал) при тяжёлом фи­зическом труде (литейщики, кузнецы);

до 30 100 кДж (до 7 200 ккал) при особо тяжёлом труде (землекопы, косари, спортсмены).

Зная первый закон термодинамики, закон Гесса и его след­ствия, химический состав продуктов питания и энергетические характеристики питательных веществ, врач должен уметь с учётом профессии человека и на основе энергетического балан­са его жизнедеятельности составить оптимальный рацион пи­тания (энергоменю).

 

3. ПОНЯТИЕ О САМОПРОИЗВОЛЬНЫХ ПРОЦЕССАХ. ЭНТРОПИЯ

 

Одним из важнейших аспектов термодинамики является формулировка условий самопроизвольности протекания любых процессов.

Самопроизвольным, или спонтанным, является про­цесс, который совершается в системе без затраты ра­боты извне и который уменьшает работоспособность системы после своего завершения.

Следовательно, самопроизвольно система может переходить толь­ко из менее устойчивого состояния в более устойчивое. На осно­ве I закона термодинамики можно сформулировать один из важных принципов самопроизвольности протекания процес­сов в системе, заключающийся в стремлении системы к мини­муму энергии за счёт выделения энергии в окружающую среду. Этот энергетический принцип особенно важен для сис­тем, которые можно рассматривать как единую частицу.

Напри­мер, капля дождя всегда самопроизвольно падает вниз, умень­шая при этом свою потенциальную энергию.

Каплю воды необходимо рассматривать как совокупность очень большого числа молекул, когда проис­ходит процесс её испарения, протекающий самопроизвольно, несмотря на то, что он эндотермический (требует поступления энергии из окружающей среды). Следовательно, для описания условий протекания самопроизвольных процессов одного энер­гетического принципа недостаточно, особенно в системах, со­стоящих из большого числа частиц. Главное изменение, кото­рое происходит при испарении капли, заключается в переходе системы из жидкого состояния (с частично упорядоченным со­стоянием частиц) в парообразное, в котором частицы не упоря­дочены. Таким образом, для описания движения в системах, содержащих большое число частиц, необходимо учитывать не­упорядоченность расположения и движения этих частиц, то есть энтропию системы (разд. 1).

Значение энтропии системы как меры её неупорядоченности зависит от агрегатного состояния и природы вещества, темпе­ратуры, давления и сложности системы.

Энтропия вещества в газообразном состоянии больше, чем энтропия его в жидком состоянии, а последняя больше энтро­пии этого вещества в твёрдом состоянии:

 

S(г) > S(ж) > S(т).

 

Энтропия простых веществ зависит от их аллотропной формы:

 

S(Сграфит) > S(Салмаз); S(О2) < S(О3).

Энтропия системы при повышении температуры возрастает, так как увеличивается неупорядоченность движения частиц:

если

Т1 > Т2 , то S1 > S2.

 

Энтропия системы при повышении давления уменьшается, так как снижается неупорядоченность движения частиц:

если

p1 > р2, то S1 < S2.

 

Энтропия системы с увеличением её сложности повышает­ся, так как возрастает число видов частиц и вариантов их рас­положения.

Для энергетической характеристики вещества при стан­дартных условиях, наряду со стандартной энтальпией, исполь­зуют стандартную энтропию вещества S0. В отличие от стан­дартной энтальпии, стандартная энтропия простых веществ не равна нулю. Энтропия всех веществ всегда больше нуля.

В случае идеально упорядоченного кристалла при темпера­туре 0 К его энтропия S = 0. Это даёт естественную нулевую точ­ку отсчёта для значений энтропии (отсутствующую для ранее рас­смотренных функций состояния U и Н) и позволяет измерить или теоретически рассчитать абсолютные значения энтропии. Поэто­му перед символом энтропии вещества не ставят знак дельта (D). Значения энтропии для стандартных состояний веществ приве­дены в справочниках термодинамических величин.

Изменение стандартной энтропии в химической реакции (DS°р) определяется разностью алгебраических сумм стандарт­ных энтропии продуктов реакции Yj и исходных веществ Хi с учётом соответствующих стехиометрических коэффициентов:

 

 

4. ВТОРОЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ.

ЭНЕРГИЯ ГИББСА

 

Второй закон (второе начало) термодинамики определяет направленность и пределы протекания самопроизвольных процес­сов, в том числе и биохимических. Рассмотрим изоли­рованную систему, где исключён обмен энергией и веществом. Допустим, что в изолированной системе находятся два любых газа, например гелий Не и аргон Аr, которые не взаимодействуют ме­жду собой и не перемешаны. Естественно, эти газы будут са­мопроизвольно и необратимо смешиваться, а все свойства систе­мы останутся без изменения, за исключением её энтропии. В ис­ходном состоянии системы, когда газы ещё не смешались, её энтропия Sнач. меньше, чем энтропия Sкон. состояния после сме­шивания газов, характеризующегося неупорядоченностью рас­положения и движения молекул газов. Следовательно, в ре­зультате самопроизвольного необратимого процесса в изолиро­ванной системе её энтропия возросла: DS = Sкон. - Sнач. > 0. На основе этого сформулирован 2 закон термодинамики для изолированных систем.


Дата добавления: 2015-01-01; просмотров: 41; Нарушение авторских прав


<== предыдущая лекция | следующая лекция ==>
В изолированных системах самопроизвольно могут со­вершаться только такие необратимые процессы, при которых энтропия системы возрастает (DS > 0). | 
lektsii.com - Лекции.Ком - 2014-2017 год. (0.193 сек.) Главная страница Случайная страница Контакты