Химическая термодинамика: теоретическая основа биоэнергетики

Сентябрь 6, 2022

Главная
Химия
Химическая термодинамика: теоретическая основа биоэнергетики

Содержание

2. Термодинамика - это отрасль науки, изучающая взаимные превращения различных видов энергии, связанные с переходом энергии в
3. Объектом термодинамического исследования есть термодинамическая система. Система - совокупность объектов отделенных из окружающего мира реально существующими
4. По взаимодействию с окружающей средой термодинамические системы делят на: открытые – обмениваются с окружающей средой веществом
5. Система называется гетерогенной, если в системе есть реальные поверхности раздела , отделяющие друг от друга части
6. Первое начало термодинамики
7. Состояние системы – совокупность свойств системы, позволяющих определить систему с точки зрения термодинамики. Свойства и состояние
8. Внутренняя энергия Каждая термодинамическая система обладает определенным запасом энергии, которая называется внутренней энергией. Внутренняя энергия системы
9. Величина внутренней энергии зависит от природы тела, его массы, химического состава и параметров, которые обусловливают состояние
10. Первый закон термодинамики 1. Энергия не исчезает без следа и не возникает ни из чего, а
11. Первый закон термодинамики при различных термодинамических процессах: Изохорный - происходит при постоянном объеме (V=const) А=р*(V2-V1); ∆V=0;
12. Изобарный процесс (р=const) Q=∆U+p∆V Q=(U2-U1)+p(V2-V1) = U2-U1+pV2-pV1= (U2+pV2)-(U1+pV1) H ≡ U+pV – энтальпия – запас энергии
13. Термохимические уравнения: Термохимическими называют уравнения в которых кроме формул исходных веществ и продуктов реакции со стехиометрическими
14. Тепловым эффектом химической реакции называют максимальное количество теплоты, которая выделяется или поглощается при постоянном объеме или
15. Закон Гесса: Тепловой эффект химической реакции не зависит от пути (механизма) ее течения, а только определяется
16. Самостоятельно повторить пять следствий закона Гесса
17. Второе начало термодинамики
18. Процессы могут быть: Термодинамически обратимым называется процесс, который можно реализовать в прямом и обратном направлениях при
19. Теплота не может сама собой переходить от холодного тела к горячему, не оставляя изменений в окружающей
21. 3) Энтропия- мера беспорядка, хаоса в системе. Чем больше ∆T, тем беспорядочнее тепловое движение частиц, следовательно
22. В изолированной системе процесс протекает самопроизвольно только, если энтропия возрастает: ∆S≥0 В открытых и закрытых системах
23. Свободная энергия Гиббса – функция состояния при изобарно-изотермическом процессе – это та часть энергии, которая может
24. Химическое равновесие Обратимая реакция - химическая реакция, которая при одних и тех же условиях может идти
25. В состоянии химического равновесия ∆G = 0 Существует полезное соотношение, связывающее изменение свободной энергии Гиббса ∆G
27. Скачать презентацию

Слайд 2

Термодинамика - это отрасль науки, изучающая взаимные превращения различных видов энергии,

связанные с переходом энергии в форме теплоты и работы.

Слайд 3

Объектом термодинамического исследования есть термодинамическая система.
Система - совокупность объектов отделенных

из окружающего мира реально существующими или воображаемыми поверхностями.
Системой может быть газ в сосуде, раствор реагентов в колбе, кристалл вещества или даже мысленно выделенная часть этих объектов.

Слайд 4

По взаимодействию с окружающей средой термодинамические системы делят на:
открытые – обмениваются

с окружающей средой веществом и энергией (например, живые объекты) ∆m≠0, ∆E≠0;
закрытые – обмениваются только энергией (например, реакция в закрытой колбе или колбе с обратным холодильником), наиболее частый объект химической термодинамики ∆m=0, ∆E≠0;
изолированные – не обмениваются ни веществом, ни энергией и сохраняют постоянный объем (приближение – реакция в термостате) ∆m=0, ∆E=0.

Слайд 5

Система называется гетерогенной, если в системе есть реальные поверхности раздела ,

отделяющие друг от друга части системы, различающиеся по свойствам (насыщенный раствор с осадком),
Система называется гомогенной если таких поверхностей нет, (истинный раствор).
Гетерогенные системы содержат не менее двух фаз.

Слайд 6

Первое начало термодинамики

Слайд 7

Состояние системы – совокупность свойств системы, позволяющих определить систему с точки

зрения термодинамики.
Свойства и состояние системы определяются ее физико-химическими параметрами.
В качестве термодинамических обычно выступают параметры которые могут быть измерены: температура, объем, концентрация.
Если система изменяет свои параметры, то в ней происходит термодинамический процесс.

Слайд 8

Внутренняя энергия
Каждая термодинамическая система обладает определенным запасом энергии, которая называется внутренней

энергией.
Внутренняя энергия системы ∆ U - это общий запас энергии, который складывается из кинетической энергии движения ее составных частей (молекул, ионов, атомов, других частиц) и потенциальной энергии их взаимодействия без учета кинетической энергии системы в целом и потенциальной энергии ее положения

Слайд 9

Величина внутренней энергии зависит от природы тела, его массы, химического состава

и параметров, которые обусловливают состояние системы – давления, объема, температуры.
Запас внутренней энергии системы не исчерпаем и не поддается определению. Определена только внутренняя энергия атома водорода.
Для термодинамического анализа достаточно знать только прирост внутренней энергии.
ΔU = U конеч - U начал

Слайд 10

Первый закон термодинамики
1. Энергия не исчезает без следа и не возникает

ни из чего, а только переходит из одного вида в другой в эквивалентном количестве.
3. Вечный двигатель первого рода невозможен, то есть периодически действующая машина, что дает работу, не расходуя энергии, невозможна.
Математическое выражение первого закона термодинамики:
Q=ΔU+A
Подводимое к системе тепло идет на изменение внутренней энергии и на совершение работы.

Слайд 11

Первый закон термодинамики при различных термодинамических процессах:
Изохорный - происходит при постоянном

объеме (V=const) А=р*(V2-V1); ∆V=0; A=0 → Q=∆U
Изобарный - происходит при постоянном давлении (р=const) Q=∆U+p∆V
Изотермический- происходящий при постоянной температуре (Т=const) ∆U=0 → Q=A
Адиабатический- происходящий без обмена тепла с окружающей средой, система не получает тепла извне и не отдает его окружающей среде (Q = 0) – изолированная система A=−∆U

Слайд 12

Изобарный процесс (р=const)
Q=∆U+p∆V
Q=(U2-U1)+p(V2-V1) = U2-U1+pV2-pV1=
(U2+pV2)-(U1+pV1)
H ≡ U+pV – энтальпия

– запас энергии при постоянном давлении, является функцией состояния, не зависит от пути процесса.
Q=∆H – все подводимое к системе тепло идет на изменение энтальпии (р=const).
∆H = ∆U+p∆V; p∆V= ∆nRT
∆H = ∆U + ∆nRT

Слайд 13

Термохимические уравнения:
Термохимическими называют уравнения в которых кроме формул исходных веществ и

продуктов реакции со стехиометрическими коэффициентами указаны соответственны этим уравнениям тепловые эффекты (изменение энтальпии).
В термохимических уравнениях обязательно указывают агрегатное состояние исходных веществ и продуктов реакции.
Стехиометрические коэффициенты в термохимических уравнениях могут быть дробными.
C(т) + H2O(г) = CO(г) + H2(г); ΔНr0 =132,0 кДж
C(т) + ЅO2(г) = CO(г); ΔНr0 = - 110,5 кДж

Слайд 14

Тепловым эффектом химической реакции называют максимальное количество теплоты, которая выделяется или

поглощается при постоянном объеме или давлении.
Тепловой эффект химической реакции при стандартных условиях (ΔНr0) это тепловой эффект измеренный при температуре 298,15К и давлении 101,3 кПа.
Тепловой эффект при стандартных условиях рассчитывают по стандартным теплотам образования и сгорания.

Слайд 15

Закон Гесса:
Тепловой эффект химической реакции не зависит от пути (механизма) ее

течения, а только определяется начальным и конечным состоянием системы.

ΔН1 = ΔН2+ ΔН3 = ΔН4 +ΔН5 +ΔН6

Слайд 16

Самостоятельно повторить пять следствий закона Гесса

Слайд 17

Второе начало термодинамики

Слайд 18

Процессы могут быть:
Термодинамически обратимым называется процесс, который можно реализовать в прямом

и обратном направлениях при этом система возвращается в исходное состояние через промежуточные состояния равновесия не оставляя изменений в окружающей среде.
Необратимыми называют процессы, при которых в результате прямого и следующего за ним обратного перехода в системе или окружающей среде возникают какие либо неисчезающие изменения.

Слайд 19

Теплота не может сама собой переходить от холодного тела к горячему,

не оставляя изменений в окружающей среде.
Различные виды энергий стремятся превратится в теплоту, а теплота, в свою очередь, стремится рассеяться, то есть теплоту нельзя полностью превратить в работу – закон деградации (рассеивания) энергии.
В изолированной системе энтропия всегда возрастает

Слайд 20

Слайд 21

3) Энтропия- мера беспорядка, хаоса в системе.
Чем больше ∆T, тем беспорядочнее

тепловое движение частиц, следовательно больше S
Sгазообр. > S жидк. > Sтверд.
При абсолютном нуле частицы не двигаются S=0.
4) Энтропия- термодинамическая вероятность (W) существования системы.
S=klnW
Термодинамическая вероятность (W) – число микросостояний с помощью которого реализуется данное макросостояние.

Слайд 22

В изолированной системе процесс протекает самопроизвольно только, если энтропия возрастает:
∆S≥0
В открытых

и закрытых системах для определения самопроизвольности протекания процесса изменение энтропии и изменение внутренней энергии не являются критерием самопроизвольности → используют энергию Гиббса.

Слайд 23

Свободная энергия Гиббса – функция состояния при изобарно-изотермическом процессе – это

та часть энергии, которая может быть превращена в работу.
G = H − TS
G = U + pV − TS
G = ∆H − T ∆S
Процесс протекает самопроизвольно при
∆G<0
(исключение: кинетические препятствия)
Химические реакции при ∆G<0 – экзергоническими (система совершает работу);
∆G>0 – эндергоническими
(над системой совершается работа).

Слайд 24

Химическое равновесие
Обратимая реакция - химическая реакция, которая при одних и тех

же условиях может идти в прямом и в обратном направлениях.
Необратимой называется реакция, которая идет практически до конца в одном направлении.
Химическое равновесие - состояние системы, в котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.

Слайд 25

В состоянии химического равновесия
∆G = 0
Существует полезное соотношение, связывающее

изменение свободной энергии Гиббса ∆G в ходе химической реакции с её константой равновесия K:
∆G=−RTln K.
Вообще говоря, любая реакция может быть рассмотрена как обратимая (даже если на практике она таковой не является). При этом константа равновесия определяется как
K=k1 / k-1,
где k1 — константа скорости прямой реакции,
k-1 — константа скорости обратной реакции.

Химическая термодинамика: теоретическая основа биоэнергетики

Содержание

Термодинамика - это отрасль науки, изучающая взаимные превращения различных видов энергии,

Объектом термодинамического исследования есть термодинамическая система. Система - совокупность объектов отделенных

По взаимодействию с окружающей средой термодинамические системы делят на: открытые – обмениваются

Система называется гетерогенной, если в системе есть реальные поверхности раздела ,

Первое начало термодинамики

Состояние системы – совокупность свойств системы, позволяющих определить систему с точки

Внутренняя энергияКаждая термодинамическая система обладает определенным запасом энергии, которая называется внутренней

Величина внутренней энергии зависит от природы тела, его массы, химического состава

Первый закон термодинамики1. Энергия не исчезает без следа и не возникает

Первый закон термодинамики при различных термодинамических процессах:Изохорный - происходит при постоянном

Изобарный процесс (р=const) Q=∆U+p∆VQ=(U2-U1)+p(V2-V1) = U2-U1+pV2-pV1= (U2+pV2)-(U1+pV1)H ≡ U+pV – энтальпия

Термохимические уравнения:Термохимическими называют уравнения в которых кроме формул исходных веществ и