|
|
Основные понятия
Основные понятия: - Система - часть материального мира, которая является объектом исследования (может быть гомогенная, гетерогенная; а также открытая, закрытая, изолированная).
- Изолированная система - не обменивается ни веществом, ни энергией с окружающей средой.
- Закрытая система - обменивается энергией с окружающей средой (используются как модели организма и его органов, тканей и т.д.).
- Открытая - обменивается и веществом, и энергией с окружающей средой (живой организм).
3 состояния системы: - равновесное (характеризуется постоянством свойств системы во времени, в любой точке системы и отсутствием потоков вещества и энергии в системе).
- Стационарное (постоянство свойств во времени, оно поддерживается за счёт непрерывного обмена веществ и энергии с окружающей средой).
- Переходное (изменение свойств системы во времени).
Основные понятия: - Макроскопические величины, характеризующие состояние системы называются функциями состояния
- U - внутренняя энергия,
- Н - энтальпия,
- S - энтропия,
- I - информация
- G –энергия Гиббса
Для изолированной системы Изменение внутренней энергии в системе равно нулю. Под внутренней энергией U подразумевают её общий запас, обусловленный всеми видами взаимодействия и движения молекул, атомов, ионов и элементарных частиц системы. I начало термодинамики Для закрытой системы U + pV = H - энтальпия (теплосодержание системы) –термодинамическая функция, характеризующая энергию системы в изобарно-изотермических условиях. Q = Δ Н В изобарно-изотермических условиях теплота, подведённая к системе расходуется на изменение энтальпии I начало термодинамики Δ Н°298 - стандартная энтальпия образования вещества - тепловой эффект реакции образования 1 моль вещества из простых веществ при температуре 298К и давлении1 атмосфера. I начало термодинамики Энтальпия реакции может быть рассчитана по закону Гесса: Q – тепловой эффект реакции зависит только от начального и конечного состояния веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса. 1 следствие : энтальпия реакции равна сумме энтальпий образования продуктов минус сумма энтальпий образования исходных веществ, с учетом стехиометрических коэффициентов I начало термодинамики В медицине энергетическую характеристику продуктов питания оценивают в килокалориях и килоджоулях 1ккал = 4,18 кДж На основе I закона термодинамики и закона Гесса составляют энергоменю. Для легкой работы требуется 2000-2800 ккал в сутки, средней тяжести – 3000-3600 ккал, тяжелой - 7200 ккал. I начало термодинамики Из первого закона термодинамики следует первый важный принцип самопроизвольности процесса- стремление системы к минимальной энергии за счёт ее выделения в окружающую среду. Самопроизвольные процессы сопровождаются выделением теплоты. 1. Для изолированных систем - самопроизвольно протекают процессы, при которых энтропия возрастает, т.е. Δ S > О 2. Для неизолированных систем следует учитывать не только изменение S энтропии, но и изменение энергии системы. Для однозначной формулировки критерия самопроизвольности протекания процессов введена новая термодинамическая функция, которая характеризует одновременно и энергетику и неупорядоченность системы- G (изобарно-изотермический потенциал) - энергия Гиббса. G = Н - TS Δ G = Δ Н - T Δ S - формула отражает второй закон термодинамики (для любых систем). В изобарно-изотермических условиях самопроизвольно протекают такие процессы, для которых Δ G меньше нуля, т.е. процессы, при которых система способна совершать работу против внешних сил. Δ G <0 - самопроизвольный процесс Δ G =0 – критерий термодинамического равновесия . - В биоэнергетике для живого организма введено понятие - стационарное состояние открытой системы. Оно характеризуется постоянством свойств системы во времени, которое поддерживается непрерывным обменом веществом, энергией и информацией с окружающей средой.
Термодинамическая особенность стационарного состояния открытой системы впервые сформулирована И.Пригожиным: В открытой системе в стационарном состоянии прирост энтропии в единицу времени Δ S/ Δ t принимает минимальные значения при данных условиях. Практическая часть Пользуясь справочными данными (см. приложение Таблица 1), рассчитайте изменение энтропии, энтальпии и энергии Гиббса в процессе усвоения в организме сахарозы, который сводится к ее окислению. Вычислите удельную калорийность сахарозы. Практическая часть Дано: С12Н22О11 (к) + 12 О2 (г) → 12 СО2 (г) + 11 Н2О (ж) –2222 0 –393,5 –285,8 –1545 0 –394,4 –237,2 360 205 214 70 Практическая часть Решение: Первое следствие из закона Гесса распространяется на другие термодинамические функции: 1 калория = 4,18 Дж Практическая часть 1 калория = 4,18 Дж Практическая часть - Вычислите энергию Гиббса тепловой денатурации трипсина при 500С, если , . Считать, что изменение энтальпии и энтропии не зависят от температуры в диапазоне от 250С до 500С. Оцените вклад энтальпийного и энтропийного факторов.
Практическая часть Практическая часть Практическая часть самопроизвольное протекание реакции при 500С невозможно за счет энтальпийного фактора. Практическая часть - Сборник задач и эталоны их решения по общей и неорганической химии
- Стр.8 задача 7
- Стр 9 задача 8
Al2O3 (к) + 3SO3 (г) = Al2(SO4)3 (к) ∆H0обр Al2O3 (к) = ─1675,0 кДж/моль, ∆H0обрSO3(г) = ─395,2 кДж/моль, ∆H0обр Al2(SO4)3 (к)= ─3434,0 кДж/моль. Cl2 (г) + H2S (г) = S (к) + 2HCl (г). ∆G0обр H2S (г) = ─33,02 кДж/моль, ∆G0обр HCl (г)= ─95,27 кДж/моль. 2Mg (к) + CO2 (г) = 2 MgO (к) + C (графит), ∆H0обр CO2 (г) = ─393,51 кДж/моль, ∆H0обрMgO (к) = ─601,24 кДж/моль. CaCO3 (к) = CaO (к) + CO2 (г). ∆G0обр CaCO3(к) = ─1128,8 кДж/моль, ∆G0обр CaO (к) = ─604,2 кДж/моль, ∆G0обр CO2 (г) = ─394,38 кДж/моль. |
|
|
Скачать 0.74 Mb.