Главная страница
Навигация по странице:

  • Изолированная система

  • Открытая

  • Основные понятия

  • Н - энтальпия

  • Для изолированной системы

  • I начало термодинамики

  • Δ Н°298

  • 1. Для изолированных систем

  • G = Н - TS

  • Δ G <0 - самопроизвольный процесс

  • Δ S/ Δ t

  • Дано: С12Н22О11 (к) + 12 О2 (г) → 12 СО2 (г) + 11 Н2О (ж)

  • Al2O3 (к) + 3SO3 (г) = Al2(SO4)3 (к)

  • 2Mg (к) + CO2 (г) = 2 MgO (к) + C (графит)

  • Основные понятия


    Скачать 0.74 Mb.
    НазваниеОсновные понятия
    Дата23.10.2020
    Размер0.74 Mb.
    Формат файлаpptx
    Имя файлаTermodinamika_seminar 5.pptx
    ТипДокументы
    #145153

    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

    I начало термодинамики

    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 – реакция не протекает самопроизвольно

    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.



    написать администратору сайта