Закон термодинаміки


НазваЗакон термодинаміки
Дата конвертації14.03.2013
Розмір445 b.
ТипЗакон


ТЕОРЕТИЧНІ ОСНОВИ БІОЕНЕРГЕТИКИ

  • 1. Основні поняття термодинаміки

  • 2.Перший закон термодинаміки.

  • 3. Закони термохімії.

  • 4. Другий закон термодинаміки.

  • 5. Термодинамічні потенціали.

  • 6. Особливості живих систем як об*єктів термодинамічного дослідження.


Біоенергетика — сукупність процесів перетворення енергії, які проходять в організмі і забезпечують його життєдіяльність.

  • Біоенергетика — сукупність процесів перетворення енергії, які проходять в організмі і забезпечують його життєдіяльність.

  • Джерелом енергії для організмів, що живуть на Землі, є енергія сонячного світла, перетворена рослинами і бактеріями в процесі фотосинтезу в хімічну енергію органічних сполук.



  • В основі біоенергетики організмів лежать закони термодинаміки, однакові для живих і неживих систем.

  • Згідно з її законами живий організм є відкритою стаціонарною нерівноважною системою, що обмінюється з довкіллям речовиною і енергією, постійність параметрів якої забезпечується неперервним надходженням енергії з довкілля в кількості, що компенсує його внутрішні витрати.



Термодинаміка

  • Це галузь науки, що вивчає взаємні перетворення різних видів енергії, зв*язані з переходом енергії в формі теплоти і роботи.



Об*єктом термодинамічного дослідження є термодинамічна система.

  • Об*єктом термодинамічного дослідження є термодинамічна система.

  • Системою називають сукупність об*єктів, відокремлених від навколишнього середовища реально існуючими або уявними поверхнями.

  • Системою може бути газ в посудині, розчин реагентів в колбі, кристал речовини.



За взаємодією з навколишнім середовищем термодинамічні системи бувають:

  • відкриті – обмінюються з навколишнім середовищем речовиною і енергією (наприклад, живі об*єкти)

  • закриті – обмінюються тільки енергією (наприклад, реакція в закритій колбі або колбі із зворотним холодильником), об*єкт хімічної термодинаміки

  • ізольовані – не обмінюються ні речовиною, ні енергією і зберігають постійний об*єм.



Система називається гетерогенною, якщо в системі є реальні межі поділу, що відділяють одну від іншої частини системи, які відрізняються властивостями (насичений розчин з осадом),

  • Система називається гетерогенною, якщо в системі є реальні межі поділу, що відділяють одну від іншої частини системи, які відрізняються властивостями (насичений розчин з осадом),

  • Система називаеться гомогенною, якщо таких меж немає (справжній розчин).

  • Гетерогенні системи мають не менше двох фаз.



Фаза – частина системи, яка однакова за складом і фізичними та хімічними властивостями у будь-якому макроскопічному об*ємі і обмежена від інших частин системи поверхнею розділу.

  • Фаза – частина системи, яка однакова за складом і фізичними та хімічними властивостями у будь-якому макроскопічному об*ємі і обмежена від інших частин системи поверхнею розділу.

  • Компонентами називают речовини, мінімально необхідні для створення даної системи (мінімум один).



Властивості і стан системи визначаються її фізико-хімічними параметрами.

  • Властивості і стан системи визначаються її фізико-хімічними параметрами.

  • Термодинамічні параметри, які можна

  • виміряти: температура, об*єм, тиск, концентрація.

  • Якщо система змінює свої параметри, то в ній проходить термодинамічний процес.

  • Якщо термодинамічні параметри з часом самочинно не змінюються, то система перебуває в стані рівноваги



Термодинамічні процеси

  • Ізохорний - проходить при постійному об*ємі (V=const)

  • Ізобарний - проходить при постійному тиску (р=const)

  • Ізотермічний - проходить при постійній температурі (Т=const)

  • Адіабатичний - проходить без обміну тепла з навкол. середовищем, система не отримує тепла ззовні і не віддає його навкол. середовищу (Q = 0)



Внутрішня енергія U

  • - це повна енергія частинок (молекул, атомів, йонів, електронів тощо), які складають дану речовину (за винятком потенціальної і кінетичної енергії системи в цілому). Вона (повна енергія) складається з кінетичної і потенціальної енергії частинок.

  • Кінетична енергія - це енергія поступального, коливального і обертального руху частинок.

  • Потенціальна енергія - це енергія, яка обумовлена силами притягання і відштовхування, які діють між частинками.

  • Отже, U складається з енергії руху молекул, атомів в молекулах і енергії міжмолекулярного зв'язку.

  • U



Внутрішня енергія системи є функцією її стану і залежить від параметрів системи.

  • Внутрішня енергія системи є функцією її стану і залежить від параметрів системи.

  • внутрішня енергія залежить від природи тіла, його маси, хімічного складу і параметрів стану системи – тиску, об*єму, температури.

  • Для термодинамічного аналізу достатньо знати тільки приріст внутрішньої енергії

  • ΔU = U к - U п



Ентальпія (H)

  • Це енергія, якою володіє система при постійному тиску

  • H = U + pV

  • Ентальпія має значення в хімії, тому що передача тепла в хімічній реакції проходить при постійному тиску. Важливо знати зміну ентальпії, що не залежить від щляху процесу

  • ΔН = Н к - Н п



Рoбота (А)

  • РОБОТА є кількісною мірою впорядкованого руху або переміщення частинок в деякому напрямленому силовому полі. Наприклад, роботу А розширення системи від початковго об'єму V1 до кінцевого V2 під дією постійного тиску р (р = соnst) виражають співвідношенням:

  • А = р (V2 - V1).

  • Роботу, яку виконує система над навколишнім середовищем, вважають позитивною А>0 (+А), а роботу, яка виконується над системою – негативною А<0 (-А).



ТЕПЛОТА Q

  • є кількісною мірою невпорядкованого, хаотичного руху частинок, які утворюють дані тіла або систему (молекул, атомів, електронів і т. д.). При цьому в процесі обміну енергією у формі теплоти частина енергії тіла, яке володіє більш високою температурою, передається тілам з більш низькою температурою аж до вирівнювання температур.



Перший закон термодинаміки

  • 1. Енергія не знкає без сліду і не виникає ні з чого, а тільки переходить з одного виду в інший в эквівалентній кількості.

  • 2. В ізольованній системі загальний запас енергії всіх видов зберігається незмінним.(ΣЕ=сonst)

  • 3. Вічний двигун першого роду неможливий, тобто періодично діюча машина, що дає роботу, не витрачаючи енергії, неможлива.

  • Q=ΔU+A



Обмін енергією між термодинамічною системою і навколишніми тілами в результаті теплообміну і виконуваної роботи.



Адіабатичний процес Q = 0; тому перщий закон термодинаміки приймає вигляд A = –ΔU



Перший закон термодинаміки для ізотермічного процесу

  • В ізотермічному процесі температура газу не змінюється, тому, не змінюється і внутрішня енергія газу, ΔU = 0.

  • Перший закон термодинаміки для ізотермічного процесу

  • Q = A.



Перший закон термодинаміки

  • Перший закон термодинаміки для ізохорного процесу

  • А = 0

  • Q =  ΔU .



Перший закон термодинаміки

  • Перший закон термодинаміки для ізобарного процесу р=const

  • А = Р ΔV

  • Q =  Н 2 - Н 1 = ΔН



Перший закон термодинаміки

  • Всі види робіт в живому організмі здійснюються за рахунок еквівалентної кількості енергії, що виділяється при окисненні поживних речовин.

  • Вуглеводи - 19,8 кДж/г

  • Білки - 16,8

  • Жири -37,8



Екзотермічні процеси - це процеси з виділенням теплоти.

  • Екзотермічні процеси - це процеси з виділенням теплоти.

  • Ендотермічні процеси - теплота поглинається.

  • Тепловим ефектом хімічної реакції називають максимальну кількість теплоти, що виділяється або поглинається при постійному об*ємі або тиску.

  • Тепловий ефект хімічної реакції при стандартних умовах (ΔНr0) - це тепловий ефект виміряний при температурі 298,15 К і тиску 101,3 кПа.

  • Тепловий ефект при стандартних умовах розраховують за стандартними теплотами утворення і згоряння.



Термохімічні рівняння

  • Термохімічними рівняннями називають таку форму запису реакцій, в яких одночасно з хімічними символами зазначений тепловий ефект реакцій, наприклад:

  • Н2(г) + 1/2О2(г) = Н2О(р), ΔН2980 =-286,0 кДж

  • C(т) + H2O(г) = CO(г) + H2(г); ΔНr0 =132,0 кДж

  • C(т) + ЅO2(г) = CO2 (г)+S ΔНr0 = - 110,5 кДж

  • В термохімічних рівняннях вказують агрегатний стан вихідних речовин і продуктів реакції. Стехіометричні коефіцієнти в термохімічних рівняннях можут бути дробовими.



Стандартна теплота (ентальпія) утворення – це тепловой ефект процесу утворенняя 1 моля сполуки з простих речовин при умові, що всі компоненти системи знаходяться в стандартних умовах.

  • Стандартна теплота (ентальпія) утворення – це тепловой ефект процесу утворенняя 1 моля сполуки з простих речовин при умові, що всі компоненти системи знаходяться в стандартних умовах.

  • Стандартна теплота (ентальпія) згоряння - це теплота згоряння в атмосфері кисню (окиснення) 1 моля речовини при стандартних умовах (298,15 К; 101,3 кПа) до найпростіших оксидів.

  • Стандартна теплота розчинення – це теплота, що виділяється або поглинається при розчиненні 1 моля речовини в дуже великому об*ємі розчинника.

  • Стандартна теплота реакції нейтралізації – це тепловий ефект нейтралізації одного еквівалента кислоти (основи) відповідною кількістю основи (кислоти).



Закон Гесса

  • Тепловий ефект хімічної реакції не залежить від шляху (механізму) її перебігу, а тільки визначається початковим і кінцевим станом системи.



Процес перетворення вихідних речовин в продукти реакції різними шляхами: 1 реакція в одну стадію, тепловий ефект рівний ΔН1 2 реакції, тепловий ефект рівний ΔН2 и ΔН3 3 реакції, тепловий ефект яких відповідно ΔН4, ΔН5 и ΔН6 Закон Гесса твердить, що ΔН1 = ΔН2 + ΔН3 = ΔН4 +ΔН5 + ΔН6



Перший наслідок:

  • Тепловий ефект розкладу речовини дорівнює тепловому ефекту її утворення за абсолютною величиною і протилежний йому за знаком.

  • При розкладі 1 моля НСl на прості речовини Н2 и Сl2 витрачається 92,3 кдж теплоти.

  • HCl(г) = 1/2 H2(г) + 1/2Cl2(г); ΔН=92,3кДж

  • Така ж кількість теплоти виділяється при утворенні 1 моля НСl з простих речовин

  • 1/2 H2(г) + 1/2Cl2(г) = HCl(г); ΔН= - 92,3кДж



Другий наслідок

  • Тепловий ефект реакції рівний різниці алгебраїчних сум ентальпій утворення продуктів реакції і вихідних речовин.

  • ΔНr = Σ ΔНf0(прод) - Σ ΔНf0(вих)

  • f – formation - утворення

  • Наприклад

  • HCl(г)+ NH3(г) = NH4Cl(г)

  • ΔНr = ΔНf0(NH4Cl) – (ΔНf0(HCl)+ ΔНf0(NH3)



Третій наслідок

  • Тепловий ефект реакції рівний різниці алгебраїчних сум ентальпій згоряння вихідних речовин і продуктів реакції.

  • ΔНr = Σ ΔНс0(вих) - Σ ΔНс0(прод)

  • с – сombustion - згоряння

  • Наприклад:

  • СН4(г)+СО2(г) = 2СО(г) + 2Н2(г)

  • ΔНr = ΔНс0(СН4) – (2ΔНс0(СО) + 2ΔНс0(Н2))



Другий закон термодинаміки

  • Теплота не може сама по собі переходити віж холодного тіла до гарячого, не залишаючи змін в навколишньому середовищі.

  • Різні види енергії прагнуть перетворитися в теплоту, а теплота в свою чергу, прагне розсіятися, тобто теплоту не можна повністю перетворити в роботу



Процеси можуть бути:

  • Термодинамічно оборотними називаються процеси, які можна реалізувати в прямому і зворотному напрямах, при цьому система повертається у вихідний стан через проміжні стани рівноваги, не залишаючи змін в навколишньому середовищі.

  • Необоротими називають процеси, при яких в результаті прямого и за ним зворотного переходу в системі або навкол. середовищі виникають зміни.



Розширення газу в пустоту – приклад необоротного процесу. Його неможливо провести в протилежному напрямі.



Ентропія S

  • Ентропія є мірою розсіяної (знеціненої) енергії.

  • Чим більша ентропія, тим менша частина енергії може перетворитися в роботу, тобто ентропія є мірою незворотності процесу.

  • ΔQ

  • ΔS = ------

  • T

  • зміна ентропії ΔS визначається тільки початковим і кінцевим станами системи:

  • ΔS = Sк - Sп



Термодинамічні потенціали:

  • Енергія Гіббса (G) - (ізобарно-изотермічний потенціал):

  • G = H – TS; ΔG = ΔH – TΔS

  • Енергія Гельмгольца (F) - (ізохорно-ізотермічний потенціал) :

  • F = U – TS; ΔF = ΔU – TΔS



Калориметр

  • Виміряти калорійність їжі дозволяє спеціальний прилад калориметр (від латинського — тепло і метр). Це прилад для вимірювання кількості теплоти, що виділяється або поглинається при різних фізичних, хімічних або біологічних процесах. Щоб виміряти калорійність їжі, її необхідно спочатку позбавити від вологи (висушити), потім зразок помістити в «калориметричну бомбу».

  • .



Калориметрична бомба



Калориметр

  • Це товстостінний стальний циліндр, який знаходиться у воді. В цьому герметичному посуді спалюють їжу, тепло передається воді. Горяща їжа нагріває воду.

  • Одна калорія — це енергія, необхідна, щоб нагріти 1 грам води на 1 градус Цельсія.



Схема калориметра: 1 - зовнішня посудина; 2 - термометр; 3 - калориметрична склянка; 4 - мішалка; 5 - вода; 6 - пробірка з речовиною, закрита корком



ОСНОВНІ ЗАКОНОМІРНОСТІ ПЕРЕБІГУ ХІМІЧНИХ РЕАКЦІЙ

  • Хімічна кінетика. Швидкість реакцій.

  • Закон діючих мас для швидкості реакції. Константа швидкості.

  • Вплив температури на швидкість хімічної реакції. Правило Вант-Гоффа..

  • Каталіз та каталізатори. Механізм дії каталізатора при гомогенному і гетерогенному каталізі.

  • Особливості дії ферментів, як біологічних каталізаторів.

  • Поняття про кінетику складних реакцій: паралельних, послідовних, спряжених, ланцюгових.



Кінетика

  • Кінетика – вчення про швидкість та механізми хімічних реакцій.

  • Швидкість реакції () – це зміна концентрації реагуючих речовин за одиницю часу.

  • C2 - C1  C

  •  =  ------------- = ± ------

  • t2 – t1 Δt

  • С – концентрація, t - час

  • Швидкість хімічних реакцій в газах і в розчинах вимірюють числом молекул (або молей) даної речовини, що реагує за одиницю часу в одиниці об’єму.



Залежність концентрації реагентів від часу (кінетична крива)



Швидкість хімічних реакцій

  • залежить від:

  • природи реагуючих речовин;

  • концентрацій реагуючих речовин;

  • температури;

  • наявності каталізатора



Основний постулат хімічної кінетики

  • 1867 рік – норвез. вчені Гульдберг та Вааге.

  • Для реакції

  • А(г) + В(г) = АВ(г).

  • Швидкість реакції виражається кінетичним рівнянням:

  • V = k·СА·СВ,

  • де V- швидкість реакції,

  • СА і СВконцентрації реагентів А і В.

  • k – коефіцієнт пропорційності.



Основний постулат хімічної кінетики

  • Згідно з законом діючих мас швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин, піднесених до ступенів,що дорівнюють стехіометричним коефіціентам

  • 2A + 3B = 2C

  •  = k [A]ª · [B]³



Порядок реакції

  • Для реакцій першого порядку швидкість реакції залежить від концентрації тільки одної речовини

  •  = k С

  • показник ступеня концентрації реагуючої речовини у виразі для швидкості реакції рівний 1.

  • Для реакцій другого порядку

  • 2

  •  = k С



Правило Вант-Гоффа

  • Залежність швидкості хімічної реакції від температури можна виразити емпіричним правилом Вант-Гоффа: при підвищенні температури на кожні 10С швидкість реакції збільшується приблизно в 2 – 4 рази:

  • V2 (t2-t1)/10

  • ---- = 

  • V1

  • Де V2 і V1 – швидкості реакцій при температурі t2, t1 відповідно;

  •  - температурний коефіцієнт швидкості реакції ( = 2…..4).



Каталізатор

  • Каталізатор – це речовина, яка збільшує швидкість хімічної реакції, вступає у проміжну взаємодію з реагуючими речовинами, але не входить до складу продуктів реакції.

  • Каталіз – це прискорення реакцій в присутності речовин - каталізаторів.

  • Збільшення швидкості каталітичної реакції пов’язане із зменшенням енергій активації нового шляху реакції.



Каталіз

  • Речовини, які не прискорюють, а сповільнюють реакцію (збільшують Еа), називають інгібіторами.

  • Каталітична активність різних каталізаторів може різко змінюватися в присутності деяких речовин іншої хімічної природи, які самі не є каталізаторами, але різко збільшують його каталітичну активність – такі речовини називають промоторами або активаторами. Наприклад, каталітична активність твердого оксиду V2O5 у відношенні реакції окиснення SO2 в сотні раз зростає в присутності сульфатів лужних металів.



Ферментативний каталіз

  • Ферментативний каталіз – каталітичні реакціі, що протікають з участю ферментів – біологічних каталізаторів білкової природи. Ферментативний каталіз мае характерні особливості:



особливості ферментів

  • Висока ефективність.

  • Специфічність дії. Певний фермент при даних умовах каталізує лише одну каталітичну реакцію.

  • Вплив температури, рН середовища.

  • Швидкість біохімічних реакцій залежить як від концентрації реагуючих речовин, так і від концентрації фермента.



Складні реакції

  • Оборотні – реакції, що одночасно відбуваються у прямому і зворотному напрямках.

  • Паралельні – вихідна речовина одночасно реагує в двох або кількох напрямах.



Послідовні реакції

  • Послідовні – продукт першої реакції є вихідною речовиною другої.

  • A BCD….

  • C18H32O16 + HOH = C12H22O11 + C6H12O6

  • C12H22O11 + HOH = C6H12O6 + C6H12O6



Спряжені

  • Спряжені – одна з реакцій може йти самостійно, а друга відбувається лише разом з першою.

  • 1)    А + В   ––>  С 

  • 2)    А + D  ––>  Е,



ЛАНЦЮГОВІ РЕАКЦІЇ – перебігають за участю хімічно активних частинок.

  • h

  • Cl2 === 2C1·

  • Cl. + H2 = HCl + H.

  • 2. H. + Cl2 = HCl + Cl.

  • Cl. + Cl. = Cl2



Схожі:

Закон термодинаміки iconЗакон термодинаміки: Перший закон термодинаміки: теплота, що підводиться до системи, йде на зміну її внутрішньої енергії та на роботу, яку здійснює система над зовнішніми тілами
Другий закон термодинаміки: в ізольованій системі неможливий перехід теплоти від менш нагрітого тіла до більш нагрітого
Закон термодинаміки iconЗакон термодинаміки
Тема уроку: Теплові двигуни. Екологічні проблеми пов’язані з використанням теплових двигунів
Закон термодинаміки iconЗакон термодинаміки
Біоенергетика сукупність процесів перетворення енергії, які проходять в організмі і забезпечують його життєдіяльність
Закон термодинаміки iconЗакон термодинаміки дає відповідь на запитання про рівність кількостей теплоти, які віддають та приймають тіла при зміні внутрішньої енергії
Перший закон термодинаміки дає відповідь на запитання про рівність кількостей теплоти, які віддають та приймають тіла при зміні внутрішньої...
Закон термодинаміки iconЗакон термодинаміки. Теплота і робота
«м’яких» умовах (атмосферний тиск, невисока температура), при цьому утворюється мало шкідливих побічних продуктів
Закон термодинаміки iconЛекція №1 Хімічна термодинаміка. Хімічна кінетика І каталіз план основні поняття термодинаміки. Термохімія. Хімічна рівновага
Велике практичне значення термодинаміки в тому, що вона дає змогу розрахувати теплові ефекти реакції, наперед вказати можливість...
Закон термодинаміки iconЗакон термодинаміки. Поняття про ентропію. Найпростіші калориметри Співвідношення між U і Н : Стандартна ентальпія і стандартний стан
...
Закон термодинаміки iconЗакон поваги. Закон поваги. Закон часу. Закон чіткості
В сучасних ринкових умовах потрібні успішні фахівці, які вміють управляти колективом, приймати професійні рішення, планувати діяльність...
Закон термодинаміки iconТеоретичні основи термодинаміки І біоенергетики лектор доц. Н. А. Василишин
Біоенергетика сукупність процесів перетворення енергії, які проходять в організмі і забезпечують його життєдіяльність
Закон термодинаміки iconЗакон України "Про альтернативні джерела енергії" Закон України "Про альтернативні види палива" Закон України "Про електроенергетику" Закон України "Про енергозбереження"
...

Додайте кнопку на своєму сайті:
dok.znaimo.com.ua


База даних захищена авторським правом ©dok.znaimo.com.ua 2013
звернутися до адміністрації
dok.znaimo.com.ua
Головна сторінка