Главная страница
qrcode

Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования Кировская государственная медицинская академия


НазваниеГосударственное образовательное учреждение высшего профессионального образования Кировская государственная медицинская академия
Анкор1 himicheskaya termodinamika 2011.doc
Дата03.11.2017
Размер0.57 Mb.
Формат файлаdoc
Имя файла1_himicheskaya_termodinamika_2011.doc
ТипУчебно-методическое пособие
#32555
страница1 из 3
Каталог
  1   2   3



Государственное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

«Кировская государственная медицинская академия»

Министерства здравоохранения и социального развития

Российской Федерации

Химическая термодинамика

Киров 2011

ББК 28 072 я 73

УДК 546
Печатается по решению редакционно-издательского совета Кировской государственной медицинской академии (протокол № 9 от 16 мая 2011 г.)


Химическая термодинамика: учебно-методическое пособие для внеаудиторной и самостоятельной работы студентов / сост. Л. В. Власова, Н. Л. Зобнина. – Киров, 2011. – 32 с.


Учебно-методическое пособие предназначено для внеаудиторной и самостоятельной работы студентов лечебного, педиатрического и стоматологического факультетов. Оно составлено в соответствии с программой Минздрава РФ. Пособие включает изложение теоретического материала с графическими схемами, систематизирующими его, примеры решения типовых задач, тестовые задания для самопроверки, расчётные задачи и справочные таблицы.


Рецензент:

П. И. Цапок. – заведующий кафедрой биологической химии Кировской госу­дарственной медицинской академии, доктор медицинских наук, профессор.

©Власова Л.В, Зобнина Н.Л. 2011

©ГОУ ВПО Кировская ГМА Минздравсоцразвития России, 2011
ОГЛАВЛЕНИЕ


ПРЕДИСЛОВИЕ 4

Глава 3 Второе начало термодинамики. 17

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ КОНСТАНТЫ ВЕЩЕСТВ 36

Литература 38



ПРЕДИСЛОВИЕ



Данное методическое пособие посвящено изложению основных положений учения о превращениях энергии при химических процессах. Эти знания необ­ходимы будущему врачу для правильного представления об обмене энергии, протекаю­щем в живом организме в результате разнообразных биохимических процессов. Законы превращения энергии одни и те же для неживой природы и для живых организмов и называется I и II началами термодинамики. Любые процессы, происходящие в окружающем мире, связаны с превращением энер­гии. Поэтому изучение всего курса общей химии в медицинских вузах начина­ется именно с раздела «Химическая термодинамика». В то же время, количе­ство учебных ча­сов, отведённых в программе на изучение этой непростой для понимания темы, явно недостаточно.

Цель данного учебного пособия: обучение первокурсников правильной организации выполнения ими самостоятельной работы.

Для лучшего усвоения основных закономерностей химических процессов в учебном пособии проведена систематизация теоретического материала в виде графологических структур, даны задачи с примерами решения, а также включён контрольно-обучающий раздел, состоящий из тестовых заданий и рас­чётных задач.

Авторы надеются, что изучение данного материала поможет будущим вра­чам в усвоении курса общей химии. Неда­ром ещё М.В.Ломоносов (а он тоже был одним из основоположников термоди­намики) говорил: «Медик без довольного познания химии совершенен быть не может».

Глава 1 Химическая термодинамика.

Предмет и основные понятия термодинамики
Термодинамика изучает законы превращения энергии из одного вида в дру­гой. Эта наука возникла в XIXв. в связи с появлением тепловых двига­телей и ее пер­воначальная задача сводилась к изучению закономерностей превращения тепло­вой энергии в механическую энергию (работу) наиболее опти­мально.

Основой термодинамики являются два закона – первое и второе начала тер­мо­динамики. Опираясь на эти законы, химическая термодинамика, как часть общей науки, изучает превращение теплоты химических реакций в другие виды энергии, возможность и направление самопроизвольных про­цессов, фазовые переходы и химические равновесия.

Объектом изучения термодинамики является система и все изменения энер­гии в ней.

Системой называется отдельное тело или группа тел, отделяемая реаль­ными или воображаемыми границами от окружающей среды.

Если объектом изучения врача является человек, то для термодинамики чело­век – это тоже система.

По характеру обмена энергией и веществом с окружающей средой сис­темы делятся на три типа.

Системы




Изолированные Закрытые Открытые


Е

Е

Е


m

m



m


Физические величины, характеризующие состояние системы, называ­ются па­раметрами (t, V, P, v, mи т.д.). Изменение параметра называют процессом. При этом система перехо­дит из одного (начального) состояния в другое - ко­нечное. Изменение параметра обозначается буквой Δ (дельта):ΔТ = Ткон. – Тнач. Параметры делятся на основные (их можно измерить) и функции состоя­ния (внутренняя энергия U, энтальпия H, энтропия S, энергия Гиббса G). Осо­бен­ность функций состояния в том, что их изменение не зависит от пути про­цесса.

При взаимодействии некоторых веществ происходит выделение теплоты. Значит, эти вещества еще до реакции в скрытой форме обладали определенной энергией. Этот запас энергии системы называется внутренней энергией (U). Любая система состоит из частиц: молекул, атомов, ионов, протонов, элек­тро­нов и т.д., находящихся в постоянном движении и взаимодействии.

В
U
нутренняя энергия системы равна сумме кинетической энергии движе­ния и потенци­альной энергии взаимодействия всех частиц, из кото­рых состоит система.


U = Σ Екин. + Σ Епотенц.

Она не учитывает кинетическую энергию движения всей системы и по­тенци­альную энергию положения. Например, внутренняя энергия груза в стоя­щем и движущемся автомобиле одинакова. Величину внутренней энергии ни рассчи­тать, ни измерить невозможно, но можно экспериментально определить её из­менение: ΔU = U2 – U1 .

Е
Н
сли система находится при постоянном давлении (в изобарных ус­ловиях), то запас энергии такой системы характеризуется ве­ли­чиной эн­тальпии (Н)

P = const
(“эн” – в, ”тальпио” – тепло: тепло в системе). Энтальпия отличается от внутренней энергии на величину pV : H = U + pV. Энтальпия в химии имеет бо­лее важное значение, чем внутренняя энергия, поскольку химические и биохи­мические реакции протекают при постоянном давлении и передача теп­лоты химических реакций происходит в изобарных условиях.

Передача энергии от системы к окружающей среде и наоборот может проис­ходить в виде теплоты (Q) или работы (А).

Теплота – это неупорядоченная форма передачи энергии в результате удара молекул о границу раздела. Меру переданной энергии называют ко­личеством теплоты (Q)

Работа – это упорядоченная, направленная форма передачи энергии. Вели­чина работы (А) есть количественная характеристика переданной энергии.

Например, воду в стакане можно подогреть, поставив стакан на горя­чую плитку, а можно подогреть его до той же температуры быстрым вра­щением мешалки с лопастями за счёт трения. В первом случае энергия пе­редается сис­теме немеханическим путем в виде теплоты, а во втором – в виде работы. Следовательно, теплота и работа эквивалентны.

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ТЕРМОДИНАМИКИ


Что изучает:

Основные законы
Объект изучения

- по фазовому составу:

- по обмену с окружающей

средой энергией и массой

Показатели, характеризующие

состояние системы:

Изменение параметра:
Переход системы в другое

состояние

Виды процессов


по конечному результату
по неизменному параметру:
Глава 2 Первое начало термодинамики
2.1 Первое начало термодинамики как закон сохранения энергии
Первое начало термодинамики отражает связь между внутренней энергией системы, теплотой и рабо­той. Первое начало термодинамики является законом сохра­нения энергии, выра­жен­ным математически. Его открытию способствовали ис­следования М.В. Ломоно­сова (1711 - 1765), Р. Майера (1814 - 1878), С. Карно (1792 - 1832), Д.Джоуля (1818 - 1889). Этот закон имеет несколько формулиро­вок.
а. Первое начало - закон сохранения энергии

Энергия не исчезает бесследно и не возникает из ничего, а переходит из одного вида энергии в другой в эквивалентных (равноценных) количе­ст­вах.
Интересно, что механическую энергию в тепловую люди научились превра­щать ещё в доисторические времена (например, добывание огня трением), а вот наоборот – тепловую в механическую совсем недавно: в XIXв. с открытием те­пловых двигателей. Наука термодинамика потому и возникла, чтобы понять, почему это превращение идёт с таким низким коэффициентом полезного дейст­вия (КПД). Во что превращается ос­тальное тепло?
б. I начало термодинамики для изолированной системы

Энергия изолированной системы постоянна, не изме­няется, т.к. изоли­рованная система не обменивается с окружающей средой ни энер­гией, ни веще­ством

ΔU = 0 (1)
Постоянство энергии изолированной системы не исключает возможности перехода одного вида энергии в другой, но при таких переходах энергия не те­ряется и не создается вновь. Отсюда третья формулировка.
в. Вечный двигатель первого рода невозможен, т.е. нельзя производить работу без затрат энергии.
Удивительно, что несмотря на то, что формулировка I начала была опубли­кована в 1842 году, до сих пор в патентные бюро всех стран мира подаётся масса заявок на изобретение вечного двигателя. Так в 90-е годы ХХ века в на­ших газетах был описан случай о намерении российского правительства купить самолёт, не требующий заправки топливом. Продемонстрировали комиссии пустые баки и полёт этого «чуда техники». Уже собирались подписывать кон­тракт, составляющий внушительную сумму денег. Однако при последующем контроле обман был раскрыт. Оказалось, что под обшивкой самолёта сплошным слоем были установлены аккумуля­торы.
г. I начало термодинамики для закрытых и открытых систем,

Количество теплоты, полученное системой, расходуется на изменение внутренней энергии системы и на совершение системой работы.




Q = ΔU + A (2)

Если преобразовать формулу (2) в такой вид: A = Q – ΔU, то мы придем к поразительному выводу: нельзя всю теплоту превратить в работу, часть её все­гда расходуется на увеличение внутренней энергии.

В химии под работой понимают затраты энергии на расширение сис­темы, например, при движении поршня в цилиндре двигателя. Поэтому урав­нение (2) примет вид Q = ΔU – pΔV (2а)
2.2 Первое начало термодинамики для химических реакций
Поскольку химические реакции протекают в изобарных условиях и запас энергии системы для этих условий оценивается энтальпией системы, то закон сохранения энергии для изобарных условий выглядит так:

д. I начало термодинамики для изобарного процесса, Р = const.

Если в изобарных условиях система получает (или отдаёт) какое-то ко­личество теплоты, то согласно закону сохранения энергии, её энергия (её энтальпия) увеличивается (или уменьшается) на такую же величину. Qр = ΔН (3)

Предположим, в системе при постоянном давлении происходит экзо­терми­ческая реакция, тепловой эффект которой равен Q. Эта теплота вы­деляется из системы. На такую же величину уменьшается энтальпия сис­темы: Q = ΔН


А + В
ΔН < 0

Qp




Изменение энтальпии системы, которое произошло в результате протекания химиче­ской реакции в системе и равное её тепловому эффекту, называют для крат­кости энталь­пией реакции.

Термодинамика изучает изменение энергии в сис­теме, а не в окружающей среде. Поэтому в термохими­ческом уравнении тепловой эффект указывается в виде энталь­пии реакции.
2С2Н2 (Г) + 5О2 (Г) 4СО2 (Г) + 2Н2О (Г) ΔН° = -1605,6 кДж /моль

П
ΔН

А + В
Н нач.

С + Д
Н кон.
ри протекании химической реакции с выделением или поглощением тепла энтальпия системы изменяется, и система переходит в другое, ко­нечное состоя­ние, т.е. энтальпия продуктов отличается от энтальпии ис­ходных веществ на величину ΔН = Нкон – Ннач.



Если знать энергетическую ценность каждого вещества (т.е. запас его энер­гии при P = const - его энтальпию), то энтальпию реакции можно рас­считать по формуле

ΔН°р-ии = Нкон. – Ннач. = Σ i ΔН°продуктов – Σ i ΔН°исх. в-в (4)
Запас энергии каждого вещества называют стандартной эн­тальпией образо­вания вещества: ΔН°298 (АВ) , кДж/моль. Её измеряют при по­стоянных, стан­дартных ус­ловиях: Р = 101325 Па (1атм., 760 мм.рт.ст), Т = 298К, v = 1 моль.
Стандартная энтальпия образования вещества, ΔН°298(АВ) – это эн­тальпия реакции образования 1 моль этого вещества из простых веществ в стандартных ус­ло­виях.
Значения ΔН°298 приводятся в таблицах. Для простых веществ (Н2, О2, С и т.д.) значения ΔН°298 приняты равными нулю.

Например, ΔН°298 (Н2О) = -286 кДж/моль означает, что при образовании 1 моль воды в стандартных условиях по реакции Н2 (Г) + ½ О2 (Г) Н2О(Ж) выде­ляется 286 кДж тепла.

Таким образом, для химии практическая ценность первого начала тер­моди­намики заключается в том, что она позволяет рассчитывать тепловые эффекты ре­акций.

2.3 Закон Гесса и следствия из него

Исторически сложилось так, что энтальпию реакции научились рассчи­ты­вать ещё до того, как было сформулировано первое начало термодина­мики. Для этого использовали закон Гесса (1840) и его следствия (уравнение 4 и 5), ко­то­рые являются, фактически, математическими выраже­ниями первого начала.
Закон Гесса

Э
ΔН
нтальпия реакции зависит только от начального и конечного состоя­ния системы и не зависит от пути перехода, т.е. не зависит от числа про­межуточных стадий.



А + В

С + Д



F

ΔН1

ΔН3


G

ΔН2


ΔН= ΔН1+ ΔН2+ … ΔНi (5)

Если вещества А и В превращаются в про­дукты С и Д. в одну или несколько стадий, то энтальпия этого перехода всегда одна и та же и равна ΔН, которая для многостадийных реакций складывается из энтальпий отдельных стадий. За­кон Гесса позволяет рассчитывать энтальпии таких процессов, кото­рые невоз­можно осуществить.
Пример 1. Рассчитать тепловой эффект реакции получения угарного газа окислением углерода, если известны энтальпии реакций

С(Т) + О2 (Г) СО2 (Г) ΔН1 = -393 кДж

2СО (Г) + О2 (Г) 2СО2 (Г) ΔН2 = -282 кДж

Р
ΔН1
ешение
Для решения задач с использованием закона Гесса данные удобнее всего представить в виде схемы

С(Т) + О2 (Г) СО2 (Г)


ΔН

ΔН2

СО (Г)

ΔН1= ΔН + ΔН2

ΔН = ΔН1 – ΔН2 = - 393 – (-282) = -111 кДж/моль

Таким образом, с помощью закона Гесса можно рассчитать энтальпию реак­ции образования угарного газа (СО), которую нельзя экспериментально опре­делить из-за быстрого одновременного образования углекислого газа.
1-е следствие из закона Гесса

Энтальпия прямой реакции равна энтальпии обратной реакции с проти­вопо­ложным знаком.

ΔН = - ΔН (6)

Первое следствие можно использовать для сравнения устойчивости ве­ществ, например, лекар­ствен­ных препаратов при хранении. Так, если для пре­паратов АВ и СД стандартные энтальпии их образования имеют следующие значения

А + В АВ ΔН°298 (АВ) = -100 кДж/моль

С + Д СД ΔН°298 (СД) = -300 кДж/моль,

то обратная реакция их разложения идёт с поглощением тепла. Для препа­рата СД требуется больше затрат энергии, следовательно, оно более устойчиво.
2-е следствие из закона Гесса (приведено ранее, уравнение 4)

Энтальпия реакции равна сумме стандартных энтальпий образования про­дуктов реакции за вычетом суммы стандартных энтальпий образова­ния исход­ных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.

ΔН °р-ии = Σ i ΔН°298 продуктов – Σ i ΔН°298 исх. в-в
Пример 2 Рассчитать энтальпию ре­акции

С2Н6 (Г) + Н2 (Г) 2СН4 (Г)

Решение Выпишем из таблицы значения стан­дартных энтальпий образова­ния всех веществ (ΔН°298) и запишем их под формулой каждого вещества в уравнении реакции

С2Н6 (Г) + Н2 (Г) 2СН4 (Г)

ΔН°298, кДж/моль -84,7 0 -74,8

Используя уравнение (4), рассчитаем тепловой эффект данной реакции

ΔН°р-ии = 2ΔН° (СН4) – [ΔН° (С2Н6) + ΔН° (Н2)]

ΔН°р-ии = 2∙(-74,8) – ( -84,7 + 0) = - 64,9 кДж /моль

Ответ: ΔН°р-ии < 0, реакция экзотермическая.
2.4. Медико-биологическое значение первого начала термодинамики

Закон сохранения энергии для живых организмов можно сформулиро­вать так:
Живой организм не является источником, генератором энергии. Всю энергию он получает с пищей. Энергия выделяется при окислении пищи.
Энергия, которая выделяется при полном окислении (сгорании) 1г про­дукта, называется его калорийностью, ΔН° сг, кДж/г. Следует подчеркнуть, что из-за сложного состава пищи ее калорийность рассчитывается на 1грамм, а не на моль.

Калорийность продуктов можно измерить экспериментально или рас­считать, используя закон Гесса. Потому что при сгорании питательных веществ, со­стоящих из белков жиров и углеводов, образуются углекислый газ, вода, азот и оксид серы (IV). Эти же вещества образуются при полном окислении продуктов питания в организме в результате многостадий­ных биохимиче­ских реакций.

ΔН

cloud
CO2, H2O,

SO2, N2

Продукт питания

(белки, жиры, углеводы)





Σ ΔНi = ΔН

Согласно закону Гесса энтальпии этих переходов одинаковы.

Педантичные и экономные немцы перед Первой мировой войной, эки­пируя свою армию, составляли дневной рацион солдата в соответствии с законом Гесса, с учётом потребностей организма. Для этого они определяли кало­рийность всех продуктов рациона, сжигая их в кало­риметрической бомбе и определяя, сколько тепла при этом выделяется.

Зная состав продуктов питания (белки, жиры, углеводы) и их калорий­ность, можно рассчитать калорийность продукта.

Калорийность основных компонентов пищи

ΔН° сг, кДж/г ΔН° сг, ккал/г

Белки 17 4

Жиры 38 9 1 ккал = 4,18 кДж

Углеводы 17 4
Пример 3. Рассчитать калорийность 350г пищевого продукта, имеющего со­став: 30% белков, 15% жиров, 5% углеводов.

Решение.

ΔН° сгор продукта = ΔН° сгор белков + ΔН° сгор жиров + ΔН° сгор углеводов

ΔН° сгор = 350∙0,3∙17 + 350∙0,15∙38 + 350∙0,05∙17 = 1785 + 1995 + 297,5 =

= 4077,5 кДж

Переведем полученное значение в килокалории

ΔН° сгор = 4077,5 : 4,18 = 975 ккал

  1   2   3

перейти в каталог файлов


связь с админом