Химическая термодинамика. (Лекция 4)

Июль 24, 2022

Главная
Физика
Химическая термодинамика. (Лекция 4)

Содержание

2. Основные понятия Предметом классической термодинамики является изучение законов взаимных превращений различных видов энергии, связанных с переходами
3. Объектом изучения в термодинамике является термодинамическая система. Системой называют отдельное тело или группу тел, фактически или
4. по однородности: гомогенные и гетерогенные; в зависимости от характера взаимодействия с окружающей средой различают системы: по
5. Т/д равновесное состояние характеризуется постоянством всех свойств во времени и отсутствием потока вещества и энергии в
6. Совокупность всех физических и химических свойств системы называют состоянием системы. Его характеризуют термодинамическими параметрами, которые бывают:
7. Термодинамические процессы Если в системе в течение некоторого времени изменяется хотя бы один из термодинамических параметров,
8. Внутренняя энергия Внутренняя энергия (U) характеризует общий запас энергии системы. Она включает все виды энергии движения
9. Теплота и работа Теплота (Q) - неупорядоченный (хаотический) вид передачи энергии. Работа (W) - упорядоченный (организованный)
10. Первое начало термодинамики
11. Формулировки 1.Энергия не исчезает бесследно и не возникает из ничего, переход ее из одного вида в
12. Математический вид: Q=ΔU + W= ΔU + pΔV, где Q - количество сообщенной системе теплоты; ΔU
13. Первый закон термодинамики в применении к некоторым процессам 1. Изотермические процессы. Т = const. Q=ΔU +
14. Закон Гесса
15. Следствия из закона Гесса. 1. ΔНr 298 =∑νiΔ H0f 298(прод) -∑ νiΔH0f 298(исх) Стандартной энтальпией образования
16. 2. ΔНr 298 =∑νiΔ H0f 298(исх) -∑νi ΔH0f 298(прод) Стандартной энтальпией сгорания называют изменение энтальпии в
17. Второе начало термодинамики
18. I закон термодинамики дает данные лишь о тепловыделении и говорит о превращении одной формы энергии в
19. Новая функция состояния: энтропия (S, Дж/моль·К) – мера беспорядка системы. Является критерием направленности процессов в изолированной
20. Термодинамические потенциалы критерием направленности процессов в открытой и закрытой системах являются термодинамические потенциалы: энергия Гиббса (ΔGT,P
21. Биохимические реакции, сопровождающиеся уменьшением энергии Гиббса, называются экзэргоническими реакциями. Биохимические реакции, сопровождающиеся увеличением энергии Гиббса, называются
22. Кинетика и катализ
23. Кинетика – это учение о скоростях различных процессов и механизме их протекания.
24. Основные понятия химической кинетики. Скорость химической реакции – изменение количества вещества вступающего в реакцию или образующегося
25. Закон действующих масс для скоростей Скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций всех реагентов в соответствующих степенях:
26. Молекулярность реакции определяется числом молекул (частиц), участвующих в элементарном акте реакции. По молекулярности различают реакции: Одномолекулярные:
28. Методы определения порядка реакции
29. Зависимость скорости реакции от температуры
30. Правило Вант – Гоффа: При обычных температурах (Т где γ = 2 ÷ 4 (температурный коэффициент).
31. Энергетическая диаграмма (энергетический профиль реакции)
32. При протекании реакции реагируют только те из столкнувшихся молекул, которые обладают энергией выше некоторого уровня –
33. Катализ
34. Катализ бывает: Положительный и отрицательный, (когда скорость реакции уменьшается, в таком случае катализатор называют ингибитором). Гетерогенный
35. Механизм катализа
36. Ферментативный катализ – катализ биохимических процессов (пищеварение, брожение спиртов, биологическое окисление). Ферменты – это белковые молекулы,
37. Специфические свойства ферментов Размер. Относительная молекулярная масса ферментов составляет от 105 до 107, поэтому ферменты выделяют
38. Высокая специфичность. Под специфичностью фермента понимается его свойство изменять скорость реакций одного типа и не влиять
40. Скачать презентацию

Слайд 2

Основные понятия
Предметом классической термодинамики является изучение законов взаимных превращений различных видов

энергии, связанных с переходами энергии между телами в форме теплоты и работы.
Химическая термодинамика рассматривает энергетические аспекты различных процессов и определяет условия их самопроизвольного протекания.

Слайд 3

Объектом изучения в термодинамике является термодинамическая система.
Системой называют отдельное тело

или группу тел, фактически или мысленно отделенных от окружающей среды.
Окружающая среда – это все, что находится в прямом или косвенном контакте с системой.

Слайд 4

по однородности: гомогенные и гетерогенные;
в зависимости от характера взаимодействия с окружающей

средой различают системы:
по состоянию: равновесные, стационарные и переходные.

Классификация систем

Слайд 5

Т/д равновесное состояние характеризуется постоянством всех свойств во времени и отсутствием

потока вещества и энергии в системе.
Стационарное состояние характеризуется постоянством свойств во времени и непрерывным обменом веществом и энергией между системой и окружающей средой.
Переходное состояние характеризуется изменением свойств системы во времени.

Слайд 6

Совокупность всех физических и химических свойств системы называют состоянием системы.
Его

характеризуют термодинамическими параметрами, которые бывают:
Интенсивными – это такие свойства, которые не зависят от массы и которые выравниваются при контакте систем (температура, давление, плотность, концентрация, химический потенциал).
Свойства системы, зависящие от массы, называют экстенсивными (объём, масса, теплоёмкость, внутренняя энергия, энтальпия, энтропия, термодинамические потенциалы).

Слайд 7

Термодинамические процессы
Если в системе в течение некоторого времени изменяется хотя

бы один из термодинамических параметров, то это означает протекание термодинамического процесса:
Изотермический (t = соnst)
Изохорический (V = соnst)
Изобарический (р = соnst)

Слайд 8

Внутренняя энергия
Внутренняя энергия (U) характеризует общий запас энергии системы. Она включает

все виды энергии движения и взаимодействия частиц, составляющих систему.
Измерить U нельзя, поскольку невозможно лишить материю движения. Можно оценить лишь изменение внутренней энергии (ΔU): ΔU=Uкон-Uнач
Внутренняя энергия – функция состояния, т.е. не зависит от пути процесса, а только от начального и конечного состояния.
Экстенсивная величина [Дж/моль].

Слайд 9

Теплота и работа
Теплота (Q) - неупорядоченный (хаотический) вид передачи энергии.
Работа

(W) - упорядоченный (организованный) вид передачи энергии.
Интенсивные параметры. Измеряются в Дж/моль.
Работа и теплота связаны с процессом и являются функциями процесса, зависят от пути процесса.

Слайд 10

Первое начало термодинамики

Слайд 11

Формулировки
1.Энергия не исчезает бесследно и не возникает из ничего, переход ее

из одного вида в другой происходит в строго эквивалентных количествах.
2.Энергия изолированной системы постоянна.
3. Вечный двигатель первого рода невозможен, под которым подразумевается машина, производящая работу без затраты энергии.

Слайд 12

Математический вид:
Q=ΔU + W= ΔU + pΔV,
где Q -

количество сообщенной системе теплоты; ΔU - приращение внутренней энергии; W – работа (pΔV –работа расширения), совершаемая системой.
Т.е. количество теплоты, подведенное к системе, идет на изменение внутренней энергии и на совершение работы.

Слайд 13

Первый закон термодинамики в применении к некоторым процессам
1. Изотермические процессы. Т

= const.
Q=ΔU + W
Т.к. U = const, то ΔU = 0. Тогда: QT = W.
2. Изохорные процессы. V = const.
Q=ΔU + pΔV
Т.к. V = const, то ΔV = 0. Тогда QV = ΔU.
3. Изобарные процессы. р = const.
QР = ΔU + рΔV = ΔН.

Слайд 14

Закон Гесса

Слайд 15

Следствия из закона Гесса.
1. ΔНr 298 =∑νiΔ H0f 298(прод) -∑ νiΔH0f

298(исх)
Стандартной энтальпией образования соединения называют изменение энтальпии (или тепловой эффект) в процессе образования одного моля данного вещества из простых веществ в стандартных условиях.
Стандартные энтальпии образования простых веществ в устойчивом агрегатном состоянии равны нулю.

Слайд 16

2. ΔНr 298 =∑νiΔ H0f 298(исх) -∑νi ΔH0f 298(прод)
Стандартной энтальпией

сгорания называют изменение энтальпии в процессе полного сгорания в атмосфере кислорода одного моля вещества до высших оксидов в стандартных условиях при выбранной температуре.
Стандартные энтальпии сгорания высших оксидов в устойчивых состояниях равны нулю.

Слайд 17

Второе начало термодинамики

Слайд 18

I закон термодинамики дает данные лишь о тепловыделении и говорит о

превращении одной формы энергии в другую.
Второй закон термодинамики дает возможность определить направление самопроизвольного процесса и пределы его протекания.
В термодинамическом смысле, самопроизвольный – это такой процесс, который совершается без внешних воздействий на систему.

Слайд 19

Новая функция состояния:
энтропия (S, Дж/моль·К) – мера беспорядка системы. Является

критерием направленности процессов в изолированной системе: самопроизвольные (необратимые) процессы происходят в направлении увеличения энтропии системы: dS > 0 .
Формулировки второго закона термодинамики:
- Теплота не может самопроизвольно переходить от более холодного тела к более горячему (Клаузиус).
- Осуществление вечного двигателя второго рода невозможно. Под вечным двигателем второго рода подразумевают тепловую машину, превращающую всю теплоту в работу, т.е. без передачи части ее холодильнику (В. Оствальд).

Слайд 20

Термодинамические потенциалы
критерием направленности процессов в открытой и закрытой системах являются

термодинамические потенциалы:
энергия Гиббса (ΔGT,P<0) и
энергия Гельмгольца (ΔАT,V<0).
Расчет энергии Гиббса:
1)
2) По уравнению Гиббса – Гельмгольца:
.
3) По уравнению изотермы (с.у.):

∆G0 = -R·T·lnKp

Слайд 21

Биохимические реакции, сопровождающиеся уменьшением энергии Гиббса, называются экзэргоническими реакциями.
Биохимические реакции,

сопровождающиеся увеличением энергии Гиббса, называются эндэргоническими, и они не возможны без внешнего подвода энергии.
В живых организмах эндэргонические реакции происходят за счет их сопряжения с экзэргоническими реакциями.

Слайд 22

Кинетика и катализ

Слайд 23

Кинетика – это учение о скоростях различных процессов и механизме их

протекания.

Слайд 24

Основные понятия химической кинетики.
Скорость химической реакции – изменение количества вещества вступающего

в реакцию или образующегося в результате реакции в единицу времени в единице объема или на единицу площади:

Слайд 25

Закон действующих масс для скоростей
Скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций всех

реагентов в соответствующих степенях:
для реакции аА + bВ ↔ сС + dD
где k – константа скорости реакции, зависящая от природы реагентов, механизма и температуры реакции. Физический смысл k: равна скорости при единичных концентрациях реагентов.

Слайд 26

Молекулярность реакции определяется числом молекул (частиц), участвующих в элементарном акте реакции.
По

молекулярности различают реакции:
Одномолекулярные: А → В;
Бимолекулярные: 2А → В; А + В → С ;
Тримолекулярные: 3А → В; А + 2В → С .

Слайд 27

Слайд 28

Методы определения порядка реакции

Слайд 29

Зависимость скорости реакции от температуры

Слайд 30

Правило Вант – Гоффа:
При обычных температурах (Т<373 К) с

повышением ее на каждые 10°, скорость реакции увеличивается в 2 – 4 раза:
где γ = 2 ÷ 4 (температурный коэффициент).

Слайд 31

Энергетическая диаграмма (энергетический профиль реакции)

Слайд 32

При протекании реакции реагируют только те из столкнувшихся молекул, которые

обладают энергией выше некоторого уровня – барьерной энергии ЕБ.
Энергия активации Еак – величина, показывающая тот необходимый избыток энергии свыше средней, которым должны обладать молекулы, чтобы реакция была возможной.
Энергия активации зависит
от природы реагирующих веществ,
но не зависит от температуры.
С повышением температуры увеличивается доля активных молекул.

Энергия активации

Слайд 33

Катализ

Слайд 34

Катализ бывает:
Положительный и отрицательный, (когда скорость реакции уменьшается, в таком

случае катализатор называют ингибитором).
Гетерогенный (когда реагирующие вещества и катализатор находятся в разных фазах) и гомогенный.
Автокатализ – когда катализатором служит одно из исходных веществ, или один из продуктов реакции.

Слайд 35

Механизм катализа

Слайд 36

Ферментативный катализ
– катализ биохимических процессов (пищеварение, брожение спиртов, биологическое окисление).

Ферменты – это белковые молекулы, которые катализируют химические реакции в живых системах.

Слайд 37

Специфические свойства ферментов
Размер. Относительная молекулярная масса ферментов составляет от 105 до

107, поэтому ферменты выделяют в самостоятельный класс ультрамикрогетерогенных катализаторов.
Высокая каталитическая эффективность. Каталитическая активность ферментов превышает активность других катализаторов в тысячи раз.
Например, 1 моль фермента алкогольдегидрогеназы за 1 с при температуре 25°С способствует превращению 720 моль этанола в уксусный альдегид. Промышленный катализатор (1 моль) за 1 с даже при температуре 200°С позволяет окислить только 1 моль этанола.

Слайд 38

Высокая специфичность. Под специфичностью фермента понимается его свойство изменять скорость реакций

одного типа и не влиять на многие другие реакции, протекающие в клетке.
Необходимость строго определенных условий: определенная температура (36 – 38 ° С) и определенное значение рН.

Химическая термодинамика. (Лекция 4)

Содержание

Основные понятияПредметом классической термодинамики является изучение законов взаимных превращений различных видов

Объектом изучения в термодинамике является термодинамическая система. Системой называют отдельное тело

по однородности: гомогенные и гетерогенные;в зависимости от характера взаимодействия с окружающей

Т/д равновесное состояние характеризуется постоянством всех свойств во времени и отсутствием

Совокупность всех физических и химических свойств системы называют состоянием системы. Его

Термодинамические процессы Если в системе в течение некоторого времени изменяется хотя

Внутренняя энергияВнутренняя энергия (U) характеризует общий запас энергии системы. Она включает

Теплота и работаТеплота (Q) - неупорядоченный (хаотический) вид передачи энергии. Работа

Первое начало термодинамики

Формулировки1.Энергия не исчезает бесследно и не возникает из ничего, переход ее

Математический вид: Q=ΔU + W= ΔU + pΔV, где Q -

Первый закон термодинамики в применении к некоторым процессам1. Изотермические процессы. Т