Термодинамические системы и процессы

Размещено на http://www.allbest.ru/

Министерство здравоохранения и социального развития Российской Федерации

Государственное бюджетное образовательное учреждение высшего

профессионального образования

«Саратовский государственный медицинский университет

имени В.И. Разумовского» Министерства здравоохранения и социального развития Российской Федерации

(ГБОУ ВПО Саратовский ГМУ им. В.И. Разумовского Минздравсоцразвития России)

Методические указания к лабораторно - практическому занятию для студентов медицинских специальностей

Термодинамика

Дисциплина: общая химия

Разработка составлена асс. Куликовой Л.Н.

2011 г

Вопросы для подготовки к занятию:

1) Предмет и методы химической термодинамики. Взаимосвязь между процессами обмена веществ и энергии в организме. Химическая термодинамика как теоретическая основа биоэнергетики.

2) Основные понятия термодинамики. Интенсивные и экстенсивные параметры. Функция состояния. Внутренняя энергия. Работа и теплота - две формы передачи энергии.

3) Типы термодинамических систем (изолированные, закрытые, открытые).

4) Типы термодинамических процессов (изотермические, изобарные, изохорные).

5) Первое начало термодинамики.

6) Энтальпия. Стандартная энтальпия образования вещества, стандартная энтальпия сгорания вещества. Стандартная энтальпия реакции.

7) Закон Гесса.

8) Применение первого начала термодинамики к биосистемам.

9) Второе начало термодинамики. Обратимые и необратимые в термодинамическом смысле процессы. Энтропия.

10) Энергия Гиббса. Прогнозирование направления самопроизвольно протекающих процессов в изолированной и закрытой системах; роль энтальпийного и энтропийного факторов. Термодинамические условия равновесия.

11) Стандартная энергия Гиббса образования вещества, стандартная энергия Гиббса биологического окисления вещества. Стандартная энергия Гиббса реакции.

12) Понятие экзергонических и эндергонических процессов, протекающих в организме. Принцип энергетического сопряжения.

Краткий теоретический материал

Уже в конце 18 века было известно, что жизнедеятельность человека - это взаимосвязанные процессы химических превращений (окисление продуктов питания и т.д.) и энергетического обмена в организме (А. Лавуазье , П. Лаплас).

Химическая термодинамика - это раздел физической химии, изучающий взаимопревращение теплоты и энергии при протекании химической реакции.

Термодинамика основана на ряде понятий: система, состояние системы, параметры состояния системы, функции состояния системы, внутренняя энергия системы и т. д.

Термодинамическая система - это тело или группа тел, взаимодействующих между собой, и отделённых от окружающей среды реальной или воображаемой поверхностью раздела.

Изолированная система - это система, которая не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией.

Закрытая система - это система, которая не обменивается со средой веществом, но обменивается энергией.

Открытая система - это система, которая обменивается со средой и веществом, и энергией.

Примером открытой системы является живая клетка.

Состояние системы - это набор свойств системы, позволяющих описать систему с точки зрения термодинамики.

Например, для оценки состояния человеческого организма, как термодинамической системы, врач должен оценить некоторые его свойства (температура, давление, концентрация биологических жидкостей).

Физические свойства, характеризующие состояние системы, называют параметрами состояния системы.

Взаимодействие системы с окружающей средой заметно по изменению параметров системы.

Экстенсивные параметры - это параметры, которые зависят от количества вещества системы и суммируются при объединении систем (объём, масса, энергия, площадь и т.д.).

Интенсивные параметры - это параметры, которые не зависят от количества вещества и выравниваются при объединении систем (температура, давление, концентрация, плотность, поверхностное натяжение).

Параметры состояния связаны уравнением состояния.

Переход системы из одного состояния в другое с изменением хотя бы одного параметра называется термодинамическим процессом.

Если процесс идет при постоянном давлении, он называется изобарным процессом. При постоянном объёме - изохорным, при постоянной температуре - изотермическим.

Функция состояния - это характеристика системы, которая не поддается прямому измерению, а рассчитывается через параметры состояния.

Значение функции состояния не зависит от способа его достижения, а только от начального и конечного состояния системы. Внутренняя энергия является одной из таких функций.

Внутренняя энергия - сумма всех видов энергий движения и взаимодействия частиц, составляющих систему.

В XIX веке немецкий судовой врач Майер Ю.Р. и английский ученый Джоуль Д. показали, что теплота и работа способны к взаимопревращениям, являясь разными способами передачи энергии.

Теплота - форма передачи энергии путем хаотического движения

микрочастиц.

Работа - форма передачи энергии путём направленного движения

макросистемы как целого.

Наблюдая за людьми в разных климатических зонах, Майер сделал вывод, что теплота сгорания пищи используется на поддержание постоянной температуры тела и на выполнение мускульной работы. Это наблюдение легло в основу 1 закона термодинамики.

Первый закон термодинамики (первое начало термодинамики):

энергия не возникает из ничего и не исчезает бесследно, а переходит из одного вида энергии в другой

или приращение внутренней энергии системы в некотором процессе равно теплоте, полученной системой, плюс работа, совершенная над системой.

?U= Q -A

?U - внутренняя энергия

Q - теплота

A - работа

На основе 1 закона термодинамики, являющегося фундаментальным законом природы, простыми расчетами получают ценные сведения о процессах обмена веществ и энергии в организме.

Термохимия - это раздел термодинамики, изучающий теплоты протекания химических реакций.

Закон Гесса: теплота химической реакции, протекающей при постоянном давлении или объёме, не зависит от пути процесса, а только от начального и конечного состояний системы.

Если из одних веществ можно получить другие разными путями, то суммарный тепловой эффект по первому пути равен суммарному тепловому эффекту по второму пути. Закон Гесса позволяет на практике рассчитывать тепловые эффекты реакций, которые сложно отслеживать или на это требуется длительное время. Например, суммарная теплота биологического окисления продуктов питания в организме, равна теплоте их прямого сгорания. химический термодинамика гиббс энергетический

Энтальпия-это функция состояния, приращение которой равно тепловому эффекту процесса, протекающего при постоянном давлении.

Способы рассчета стандартной энтальпии химической реакции

1) По стандартным энтальпиям (теплотам) образования веществ

Стандартная энтальпия (теплота) образования вещества - это тепловой эффект реакции образования 1 моль химического соединения из простых веществ в стандартных условиях: Т=289 К, Р=1 атм=101325 Па.

Теплоты образования простых веществ равны нулю.

н_i , н_j - стехиометрические коэффициенты перед соответствующими веществами в уравнении реакции.

2) По стандартным энтальпиям (теплотам) сгорания веществ

Стандартная энтальпия (теплота) сгорания вещества - это тепловой эффект реакции полного сгорания 1 моль химического соединения в стандартных условиях.

Теплоты сгорания высших оксидов (в том числе СО₂ и Н₂О) приняты равными нулю.

Второй закон термодинамики устанавливает возможность, направление и глубину протекания самопроизвольного процесса.

Самопроизвольный процесс - процесс, протекающий без каких-либо воздействий извне, и приближающий систему к состоянию равновесия.

Термодинамически обратимый процесс- процесс, протекающий в прямом и в обратном направлении без изменений в системе и в окружающей среде, т.е. при переходе из начального состояния в конечное все промежуточные состояния являются равновесными.

При наличии неравновесных промежуточных состояний процесс считают термодинамически необратимым.

В природе устойчивы системы, обладающие минимальной энергией. Тогда самопроизвольными должны быть лишь экзотермические процессы. Но это не так. Значит, имеется другой критерий самопроизвольного протекания процесса - энтропия (S).

Энтропия - мера энергетического беспорядка в системе, мера хаоса, мера той энергии, которая рассеивается в виде тепла и не превращается в работу.

Второй закон термодинамики (второе начало термодинамики):

Самопроизвольно протекают процессы, приводящие к увеличению общей энтропии системы и окружающей среды

ДS_сист + ДS_среды ? 0 или ДS ? 0

Физический смысл энтропии:

энтропия - это количество энергии, рассеянной 1 моль вещества, отнесенное к 1 градусу.

S

Энтропия - экстенсивная функция. Энтропия пропорциональна массе, её относят к 1 моль или 1 грамму вещества. Это означает, что энтропия системы равна сумме энтропий составных частей:

S =

Энтропия является функцией состояния системы. Это значит, что характеризует систему, а не процесс. Её изменение зависит только от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути перехода:

.

Для химической реакции изменение энтропии: _прод -_исх

Вероятностный смысл энтропии

Для любой термодинамической системы различают макросостояние и микросостояние. Макросостояние системы характеризуется макропараметрами (Т, Р, V, U и т.д.). В то же время система состоит из бесконечно большого количества микрочастиц. Микросостояние - это расположение и энергия отдельных молекул в данный момент времени.

Одно макроскопическое состояние системы может реализоваться несколькими разными микросостояниями. Для каждого микросостояния существует вероятность (Р) того, что система находится именно в этом микросостоянии. Поэтому все процессы в термодинамике носят вероятностный или статистический характер, определяющий переход системы из менее вероятного в более вероятное состояние.

Больцман в 1896 г. постулировал, что энтропия связана с термодинамической вероятностью логарифмической зависимостью

S = k ln W уравнение Больцмана

k - константа Больцмана: k == 1,38•10^-23 Дж/градус;

W - число микросостояний, с помощью которых можно реализовать данное макросостояние: W=1/Р;

Р - вероятность того, что система находится именно в этом микросостоянии.

С увеличением порядка в системе уменьшается число микросостояний, с помощью которых можно реализовать это состояние, и уменьшается энтропия.

При переходе вещества из газообразного состояния в жидкое и далее в кристаллическое энтропия уменьшается. Согласно уравнению Больцмана энтропия может быть равна нулю только в одном единственном состоянии.

В 1911 г. Планк сформулировал постулат, известный как третий закон термодинамики:

энтропия идеально построенного кристалла чистого вещества

(без дефектов и примесей) при абсолютном нуле равна нулю.

Этот закон устанавливает нуль отсчета для энтропии, что позволяет рассчитывать её абсолютное значение, т.к.

В изолированной системе (U, V=const) в самопроизвольном процессе возрастает энтропия. В состоянии равновесия энтропия максимальна и постоянна.

В закрытой и открытой системе критерием самопроизвольного протекания процесса является уменьшение энергии Гиббса (G).

G=H-TS

H - энтальпия

T - температура

S - энтропия

Используя энергию Гиббса, второй закон термодинамики можно выразить так:

При постоянстве температуры и давления в системе самопроизвольно протекают только процессы, ведущие к уменьшению энергии Гиббса. В состоянии равновесия энергия Гиббса равна нулю.

?G ?0 (р, Т=const)

При ?G<0 реакция самопроизвольно протекает в прямом направлении;

?G>0 в обратном направлении

?G=0 реакция находится в состоянии равновесия.

Изменение энергии Гиббса определяется формулой

Первое слагаемое называют энтальпийным фактором, второе - энтропийным фактором. Уменьшению энергии Гиббса, а значит и самопроизвольному протеканию процесса, способствует уменьшение ?Н (процессы с выделением тепла) и рост энтропии (процессы с ростом разупорядоченности в системе).

Стандартная энергия Гиббса химической реакции рассчитывается по формуле с использованием табличных данных:

,

где

Экзергонические процессы - химические реакции, в результате которых уменьшается энергия Гиббса и система совершает работу.

Эндергонические процессы - химические реакции, в результате которых возрастает энергия Гиббса и над системой совершается работа.

Например, окисление глюкозы в крови процесс экзергонический, поскольку, сопровождается уменьшением энергии Гиббса, а в результате этой реакции возможно осуществлять различные виды работ в организме.

Вопросы для самоконтроля

1. Что изучает химическая термодинамика?

2. Что называют параметрами состояния?

3. Чем отличаются интенсивные и экстенсивные параметры?

4. Какую функцию можно назвать функцией состояния?

5. Дайте определения понятий внутренняя энергия, теплота, работа.

6. Какие типы термодинамических систем вам известны? Чем они отличаются?

7. Какие типы термодинамических процессов выделяют?

8. Сформулируйте первое начало термодинамики.

9. Дайте определения понятий энтальпия, стандартная энтальпия образования вещества, стандартная энтальпия сгорания вещества.

10. Что такое стандартная энтальпия реакции? Какие способы её расчёта известны?

11. Сформулируйте закон Гесса.

12. Сформулируйте второе начало термодинамики. Что оно позволяет спрогнозировать?

13. Обратимые и необратимые в термодинамическом смысле процессы.

14. Дайте определение понятия энтропия.

15. Энергия Гиббса. Прогнозирование направления самопроизвольно протекающих процессов в изолированной и закрытой системах; роль энтальпийного и энтропийного факторов.

16. Термодинамические условия равновесия.

17. Что такое стандартная энергия Гиббса образования вещества, стандартная энергия Гиббса биологического окисления вещества, стандартная энергия Гиббса реакции?

18. Поясните понятие экзергонических и эндергонических процессов, протекающих в организме, принцип энергетического сопряжения.

Тренировочный тест

1) Термодинамика изучает:

а) взаимосвязь теплоты и энергии;

б) скорость протекания химических процессов;

в) свойства основных классов химических соединений;

2) Энтропия - это…

а) теплосодержание участников реакции;

б) способность совершать работу;

в) мера неупорядоченности в системе;

3) Первый закон термодинамики описывает:

а) энтропию термодинамической системы;

б) связь между внутренней энергией, теплотой и работой;

в) динамическую вязкость веществ.

4) Самопроизвольно протекают процессы, сопровождаемые:

а) уменьшением энергии;

б) уменьшением энтропии;

в) увеличением энтропии.

5) Закрытая система характеризуется:

а) отсутствием обмена веществом и энергией;

б) отсутствием обмена энергией;

в) отсутствием обмена веществом;

Ответы: 1а, 2в, 3б, 4в, 5в

Ситуационные задачи

1) Вычислите тепловой эффект реакции

4 НСl_(газ) + О_2(газ) = 2 Н₂О_(газ) + 2 Сl_2(газ)

при 298 К и ДН⁰_обр. НСl_(газ) = -92,30 кДж/моль,

ДН⁰_обр. Н₂О_(газ) = -241,84 кДж/моль.

2) Вычислите тепловой эффект реакции

3 С₂Н_{2 (газ)} = С₆Н_{6 (жид)} при 298 К и

ДН⁰_сгор. С₂Н_{2 (газ)} = -1299,63 кДж/моль,

ДН⁰_сгор. С₆Н_{6 (жид)} = -3267,70 кДж/моль.

3) Вычислите изменение энтропии при 298 К (ДS⁰₂₉₈) для реакции

4 НСl_(газ) +О_{2 (газ)} = 2 Н₂О_(газ)+ 2Сl_2(газ) ,

если S⁰₂₉₈ (H₂O_(газ)) = 188,8 Дж/(моль·К);

S⁰₂₉₈ (Сl_{2 (газ)}) = 233,0 Дж/(моль·К);

S⁰₂₉₈ (HCl_(газ)) = 186,7 Дж/(моль·К);

S⁰₂₉₈ (O_{2 (газ)}) = 205,3 Дж/(моль·К).

_прод -_исх

4) Для химической реакции вычислить изменение энергии Гиббса ДG⁰₂₉₈, используя стандартные значения энергии Гиббса ДG⁰_{f, 298} и используя ДН⁰₂₉₈ и ДS⁰₂₉₈.

Задачи для решения на занятии

1) Вычислите тепловой эффект следующей реакции С₃Н_8(газ)= 2 Н_{2 (газ)} + С₃Н_{4 (газ)} при 298 К и

ДН⁰_обр. С₃Н_4(газ) = 192,10 кДж/моль,

ДН⁰_обр. С₃Н_8(газ) = -103,90 кДж/моль.

2) Вычислите ДS⁰₂₉₈ для реакции N₂ + 3H₂ = 2NH₃, если

S⁰₂₉₈ (N₂) = 191,5 Дж/моль К;

S⁰₂₉₈ (H₂) = 130,6 Дж/моль К;

S⁰₂₉₈ (NH₃) = 192,5 Дж/моль К.

3) Вычислите тепловой эффект реакции

СН_{4 (газ)} + Н₂О_(газ) = 3 Н_{2 (газ)} + СО_(газ) при 298 К и

ДН⁰_обр. СН_{4 (газ)} = -74,85 кДж/моль;

ДН⁰_обр. Н₂О_(газ) = -241,84 кДж/моль;

ДН⁰_обр. СО_(газ) = -110,50 кДж/моль.

4) Вычислите тепловой эффект реакции

С₂Н_{2 (газ)} + СО_(газ) + Н₂О_(жид) = СН₂=СН-СООН _(жид) при 298 К и

ДН⁰_сгор. С₂Н_{2 (газ)} = -1299,63 кДж/моль;

ДН⁰_сгор. СО _(газ) = -282,96 кДж/моль;

ДН⁰_сгор. СН₂=СН-СООН _(жид) = -1370,18 кДж/моль.

5) Вычислите тепловой эффект реакции

СН_{4 (газ)} + СО_{2 (газ)} = 2 Н_{2 (газ)} + 2 СО_(газ) при 298 К и

ДН⁰_обр. СН_{4 (газ)} = -74,85 кДж/моль;

ДН⁰_обр. СО_{2 (газ)} = -393,51 кДж/моль;

ДН⁰_обр. СО_(газ) = -110,50 кДж/моль.

6) Вычислите тепловой эффект реакции

РСl_{5 (газ)} = PCl_{3 (газ)} + Сl_(газ) при 298 К и

ДН⁰_обр. PCl_{5 (газ)} = -369,45 кДж/моль;

ДН⁰_обр. PCl_{3 (газ)} = -277,0 кДж/моль.

Интернет-экзамен: ТЕРМОДИНАМИКА. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

1. Неверно, что согласно второму началу термодинамики тепловой эффект обратной реакции больше теплового эффекта прямой реакции.

2. Al₂O_{3 (к)} + 3 H₂ = 2Al _(к) + 3 H₂O (ж) Д Н⁰₂₉₈ = 818,6 кДж и Д G₂₉₈ = 870,1 кДж следовательно, эта реакция - Эндотермическая и при стандартных условиях протекает в обратном направлении.

3. Для нахождения Д Н⁰₂₉₈ по реакции: 3С₂Н_{4 (г)} = С₆Н_{6 (ж)} + 3Н_{2 (г)} используется формула: Д Н⁰₂₉₈ = Д Н⁰₂₉₈ С₆Н_{6 (ж)} - 3Д Н⁰₂₉₈ С₂Н_{4 (г)}

4. Энтальпия образования фтора (Д Н_ф) при стандартных условиях равна 0 кДж/моль.

5. Для нахождения Д Н⁰₂₉₈ реакции

6. 4HCN_(г) + 5O_{2 (г)} = 2H₂O_(ж) + 4CO_{2 (г)} + 2N_{2 (г)} следует воспользоваться формулой:

7. Д Н⁰₂₉₈ = 2 Д Н⁰₂₉₈ Н₂О_(ж) = 4 Д Н⁰₂₉₈СО_{2 (г)} - 4 Д Н⁰₂₉₈ HCN_(г)

8. Повышение давления смещает равновесие в сторону продуктов для реакции ВаО(к) + СО₂(г) = ВаСО₃(к).

9. Согласно уравнению гомогенной химической реакции

10. 2НI 2H₂ + O₂, ДH < 0, для смещения равновесии в сторону продуктов необходимо уменьшить температуру.

11. Для увеличения выхода продуктов реакции

12. 2Pb(NO₃)_{2 (тв)} 2 PbO_(тв)+4 NO_2(г)+О_{2 (г),} ДH > 0 необходимо повысить температуру.

13. Уравнение константы равновесия гетерогенной химической реакции 2H₂S_(г) + SO_{2 (г)} 2S_(к) + 2H₂O_(г) имеет вид:

14. К = [H₂O]² / [H₂S]² ? [SO₂]

Размещено на Allbest.ru

...