Презентация Лекция 1. Химическая термодинамика

План лекции
Основные понятия ТД.
Первое начало ТД.
Закон Гесса.
Второе начало ТД.
Энергия Гиббса и направленность
химических реакций.
6. Применение законов ТД к биосистемам

Химическая ТД изучает законы, которые описывают обмен энергией между изучаемой системой и внешней средой и,
в частности, превращение тепловой энергии
в другие формы энергий.
ТД система - тело или группа тел, отделенных от окружающей среды реальной или воображаемой поверхностью раздела.
Всё, находящееся вне данной системы -окружающая среда.

По характеру взаимодействия
с окружающей средой:
Открытая - обмениваться со средой как веществом, так и энергией.
Закрытая - не обменивается со средой веществом, но обменивается энергией.
Изолированная - полностью исключен обмен с внешней средой веществом и энергией.

По агрегатному состоянию веществ
Если между частями системы не существует физических границ раздела - гомогенная (однородными).
Гетерогенная - характерно наличие границ раздела, на которых свойства системы резко меняются. Часть гетерогенной системы, имеющая физические границы раздела - фаза.
Фаза – совокупность всех однородных по составу и физико-химическим свойствам частей системы, отделенных четкой поверхностью раздела.

Состояние ТД системы определяется совокупностью свойств, характеризующихся экстенсивными (масса, объем, энергия, теплоемкость) и интенсивными (температура, давление, плотность, концентрация) параметрами.
Состояние системы, при котором ряд ее ТД параметров не изменяется самопроизвольно длительное время и имеет одинаковое значение во всех точках системы - равновесное.
Если свойства системы постоянны во времени, но имеются потоки вещества и энергии - состояние стационарное.
Если свойства системы изменяются со временем - состояние переходное.

Переход из одного состояния в другое - процесс.
Виды процессов:
изотермические (Т = const)
изобарные (р = const)
изохорные (V = const)
Процессы, протекающие в живых организмах
катаболические (распад и окисление сложных химических соединений до углекислого газа, воды и мочевины)
анаболические (синтез веществ, обеспечивающих структурную целостность организма и его функций)

Закон сохранения энергии
В замкнутой системе сумма всех видов энергии постоянна; при их взаимопревращениях энергия не теряется и не создается вновь.
Первое начало ТД
устанавливает связь между количеством теплоты, полученной или выделенной в процессе, количеством произведенной или полученной работы и изменением внутренней энергии системы.
Внутренняя энергия - запас энергии системы, слагающийся из кинетической энергии движения составляющих ее частиц и потенциальной энергии их взаимодействия.
Теплота, подведенная к системе, расходуется на изменение внутренней энергии и совершение работы:
Q = ΔU + W
где Q - теплота, поглощенная системой из окружающей среды, кДж/моль
ΔU - изменение запаса внутренней энергии системы, кДж/моль,
W - работа, совершенная системой, кДж/моль.

В биологических системах теплота отдается системой во внешнюю среду, а работа совершается за счет уменьшения внутренней энергии.
Выводы:
при изохорном процессе (V = const) работа равна:
W = рΔV = 0
Теплота реакции равна изменению внутренней энергии системы при переходе из одного состояния в другое:
Q = ΔU
при V = const вся теплота, подведенная к системе, расходуется на увеличение ее внутренней энергии.

В условиях изобарного процесса (Р = const) :
W = РΔV
Q = ΔU + PΔV, т.е. Q = (U2 - U1) + P(V2 - V1) =>
Q = U2 - U1+PV2 - PV1 =>
Q = (U2+PV2) – (U1+ PV1)
величина в скобках (U+ PV) = Н – энтальпия =>
Q = H2 - H1 = ΔH
Энтальпия (Дж/моль, кДж/моль) – функция, приращение которой равно теплоте, полученной системой в изобарном процессе.
Внесистемная единица – калорий. 1 ккал = 4,184 Дж. 1 Дж = 0,239 кал.

Уравнения реакций, в которых приведены тепловые эффекты, указываются молярные количества реагирующих веществ и их агрегатные состояния – термохимические.
Химические реакции, при протекании которых происходит уменьшение энтальпии системы (ΔН < 0) и во внешнюю среду выделяется теплота - экзотермические.
Реакции, в результате которых энтальпия возрастает (ΔН > 0) и система поглощает теплоту извне - эндотермические.

Закон Гесса
Тепловой эффект реакции зависит только от природы и состояния исходных веществ и не зависит от пути, по которому реакция протекает.
Первое следствие:
ΔНобр. = Σ(nΔНобр°)конеч. - Σ(mΔНобр°)исх.
где n и m - стехиометрические коэффициенты,
Σ(nΔНобр°)конеч. - сумма стандартных энтальпий образования конечных веществ реакции,
Σ(mΔНобр°)исх. - сумма стандартных энтальпий образования исходных веществ реакции,
ΔНобр. - энтальпия образования 1 моль сложного вещества из простых в стандартных условиях при температуре Т = 298 К,
Р = 101 кПа. (Энтальпии образования простых веществ = 0).

Второе следствие:
ΔНсгор = Σ(nΔНсгор°исх.) - Σ(mΔНсгор°конеч.)
где Σ(nΔНсгор°исх.) и Σ(mΔНсгор°конеч.) - сумма стандартных значений энтальпии сгорания исходных и конечных веществ.
ΔНсгор. - энтальпия сгорания 1 моль вещества.
Третье следствие:
Энтальпия образования органического соединения равна разности между теплотой сгорания простых веществ, из которых оно может быть получено и теплотой сгорания самого соединения.

Второе начало ТД
В любом самопроизвольном процессе количество недоступной энергии возрастает
Энтропия - функция состояния системы, увеличение которой равно теплоте, подведенной к системе в изотермическом процессе, деленной на абсолютную температуру, при которой осуществляется процесс:
ΔS = ΔQ / Т.
ΔS - изменение энтропии (в Дж/моль∙К),
ΔQ - изменение теплоты (в Дж/моль),
T - абсолютная температура (в К).

Микросостояние системы - это каждое состояние распределения внутренней энергии системы по составляющим ее частицам.
S = R / NА × ln w => S = kБ × ln w
где R - универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/ (моль • К);
NА - постоянная Авогадро (6,023 • 1023).
kБ = R/NA = 1,38·10-23Дж/К, константа Больцмана
w - вероятность состояния системы

Энтропия - мера вероятности пребывания системы в данном состоянии или мера неупорядоченности системы.
Энтропия изолированной системы - ΔS → max.
ΔSреак. = ΣΔSº конеч. - ΣΔS°исх.
где ΣΔS кон.- ΣΔS°нач.- сумма значений энтропии конечного и начального состояния.
Изменение энтропии для фазовых переходов
ΔSф.п. = ΔНф.п. / Т

Энергия Гиббса – функция, критерий самопроизвольности процессов в открытых и закрытых системах.
G = H - TS
Если процесс протекает обратимо при Т = const и р = const, то приращение энергии Гиббса:
ΔG = ΔH - TΔS
ΔG - изменение свободной энергии Гиббса (кДж/моль),
ΔН - изменение энтальпии (кДж/моль),
Т - температура (К),
ΔS - изменение энтропии (Дж/моль∙К)

Если ΔН = 0 и ΔS = 0, то ΔG = 0 и система находится в состоянии равновесия.
Если в изобарно-изотермических условиях величина ΔG < 0, то процесс осуществим, возможен.
Если величина ΔG > 0, то процесс протекать не может. Осуществимой окажется обратная реакция.
Если V = const используется изохорно-изотермический потенциал ΔF и изменение внутренней энергии ΔU:
ΔF = ΔU – TΔS
Процесс возможен при ΔF < 0, невозможен при ΔF > 0.

ΔGреак. = ΣΔG°конеч. - ΣΔG°исх.
где ΣΔG°конеч. - ΣΔG°нач.- суммы энергий Гиббса для конечных продуктов и исходных веществ.
Реакции, при протекании которых происходит уменьшение энергии Гиббса ΔG < 0 и совершается работа - экзэргонические.
Реакции, в результате которых энергия Гиббса возрастает ΔG > 0, и над системой совершается работа - эндэргонические.

Живой организм - типично открытая система, непрерывно обменивающаяся с окружающей средой веществом и энергией.
Приложение второго закона ТД к живым организмам немыслимо без учета влияния биологических закономерностей, присущих высшим формам движения материи.
Все биохимические процессы, происходящие в клетках живых организмов, протекают в условиях постоянства температуры и давления, при отсутствии значительных перепадов концентраций, резких изменений объема