 |
Глава 1 Химическая термодинамика.
|
|
|
|
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 1 Химическая термодинамика. Предмет и основные понятия
термодинамики.. 5
Глава 2 Первое начало термодинамики.. 8
2.1 Первое начало термодинамики как закон сохранения энергии. 8
2.2 Первое начало термодинамики для химических реакций. 9
2.3 Закон Гесса и следствия из него. 10
2.4. Медико-биологическое значение первого начала термодинамики. 12
|
|
|
Глава 3 Второе начало термодинамики. 15
3.1. Самопроизвольные процессы.. 15
3.2. Энтропия. 16
3.3. Критерии самопроизвольных процессов в различных системах. 18
3.4. Энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал) 20
3.5. Принцип энергетического сопряжения. 22
Тестовые задания для самоконтроля. 24
Термодинамические константы веществ.. 31
Литература. 32
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
|
| ||||||||||
| |||||||||||
 |  |  | |||||||||
|
|
 | |||||
 |  | ||||
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.
|
|
|
|
Внутренняя 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 .
|
Если 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.
|
|
|
