1. Основные понятия термодинамики.

Термодина́мика— раздел физики, изучающий соотношения и превращения теплоты и других форм энергии. В отдельные дисциплины выделились химическая термодинамика, изучающая физико-химические превращения, связанные с выделением или поглощением тепла, а также теплотехника. Термодинамической системой называется совокупность материальных тел, взаимодействующих, как между собой, так и с окружающей средой. Все тела находящиеся за пределами границ рассматриваемой системы называются окружающей средой. Состояния системы: -равновесное(свойства постоянны, нет потоков веществ и энергии) -термодинамически обратимое(равновесны все промежуточные стадии) -стандартное. Интенсивные параметры(зависящие от кол-ва вещества в системе- масса объем энергия) Экстенсивные параметры(не зависящие от кол-ва- температура давление плотность) Внутренняя энергия-энергия системы, слагающаяся из энергии кинетического движения, составляющих ее частицы и энергии потенциальной при таком движении. Работа-упорядоченная форма передачи энергии,с изменением параметров состояния системы. Теплота-неупорядоченная форма передачи. Типы систем: -изолированная(не обменивается ни Е ни m) -закрытая(обменивается только Е пример ампула) -открытая(обмен и тем и другим пример живая клетка) Процессы: изотермические(Т постоянная)-изобарные(Р постоянно)-изохорные(v постоянно).

2. Первый закон термодинамики: превращение внутренней Е системы в некотором процессе = теплоте полученное системой + работа, совершенная над системой. Е не создается и не уничтожается. Возможны лишь ее переходы из одного вида в другой в строго эквивалентных количествах. Кол-во е в космосе = const Внутренняя Е: функция состояния, приращение которой = теплоте полученной системой в изохорном процессе. Тепловой эффект: кол-во теплоты, выделяемой или поглощаемой реагирующей системой. Тепловой эффект = изменению внутренней Е системы при изохорном процессе и изменению энтальпии при изобарном. Энтальпия: функция состояния, приращение которой = теплоте, полученное системой в изобарном процессе. Н=Е+рV Закон Гесса: теплота химической реакции, протекающей при р или V=const определяется только природой исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от числа и последовательности промежуточных стадий при условии, что теплоты измерены при одинаковых t. 1)теплота образования вещества = теплоте его разложения, взятой с обратным знаком. 2)энтальпия образования = разности сумм энтальпий образования продукта реакции и исходных веществ 3)энтальпия сгорания = разности сумм энтальпий сгорания исходных веществ и продуктов реакции. Термохимическое ур-е: ур-е в которое помимо формул исходных веществ и продуктов реакции указан отвечающие этой реакции тепловой эффект. Поступление пищи обеспечивает энергию, которая используется для выполнения различных функций организма или сохраняется для последующего использования. Пищевые вещества окисляются вплоть до конечных продуктов, которые выделяются из организма. C6H12O6 + 6O2 = 6CO2 + 6H2O  Живые организмы находятся в постоянной и неразрывной связи с окружающей средой. Эта связь осуществляется в процессе обмена веществ.  В биологических системах термодинамически невыгодные (эндергонические) реакции могут протекать лишь за счёт энергии экзергонических реакций.  эндергоническая:(1) Глюкоза + Н₃РО₄ → Глюкозо-6-фосфат + Н₂О (ΔG = +13,8 кДж/моль).

3. Второе начало термодинамики. 2 закон термодинамики: невозможен самопроизвольный переход от тела менее нагретого к более нагретому. Невозможно превратить теплоту в работу не приводя никакого другого действия, кроме охлаждения источника тепла. Вечный двигатель 2-го рода невозможен, т. е. Такой двигатель, результатом которого было бы получение работы за счет тепла окружающей среды. Все самопроизвольные процессы в макроскопических системах протекают в направлении от менее вероятного к более вероятному состоянию системы. Необратимые процессы могут протекать самопроизвольно только в одном направлении; таковы диффузия, теплопроводность, вязкое течение и другое. Процесс называют обратимым, если он допускает возвращение рассматриваемой системы из конечного состояния в исходное через ту же последовательность промежуточных состояний, что и в прямом процессе, но проходимую в обратном порядке. Энтропия: мера вероятности данного состояния вещества или системы. Характеризует меру беспорядка в расположении и поведении частиц составляющих систему, а также меру стремления частиц занять как можно больший V. Чем больше беспорядка, тем выше энтропия. При достижении равновесия S изолированной системы максимальна. Энергия Гиббса: часть внутренней Е системы которая может быть использована для работы. В самопроизвольной реакции: G₂-G₁<0 ;S₂-S₁>0 Стандартная эн Гиббса ΔG = ΔH – T ΔS (G, кДж): Процесс называется самопроизвольным, если он осуществляется без каких-либо воздействий, когда система предоставлена самой себе. Существуют процессы, при которых внутренняя энергия системы не меняется (ΔЕ = 0). К таким процессам относится, например, ионизация уксусной кислоты в воде. Целый ряд процессов протекает с увеличением внутренней энергии (ΔЕ > 0). Сюда относятся, в частности, типичные реакции образования бионеорганических соединений альбумина (белок плазмы крови) с ионами металлов, например Сu²⁺.Изменение внутренней энергии АЕ для закрытых систем не может служить критерием самопроизвольного протекания процессов. Изолированная система: не обменивается со средой ни веществом, ни Е. Закрытая система: не обменивается веществом, но может обмениваться Е. Энтальпийный и энтропийный факторы. Выражение для свободной энергии Гиббса можно написать и в другом виде: ΔG = ΔН – ТΔS.1) Пусть ΔН < 0 (экзотермический процесс), а ТΔS > 0.Тогда из формулы ΔG =ΔН – ТΔS видно, что ΔG < 0 и процесс протекает самопроизвольно.2). ΔН> 0 (эндотермический процесс), ТΔS < 0 и тогда ΔG > 0. В этом случае самопроизвольный процесс не протекает, но может протекать при затрате энергии из окружающей среды.3) ΔН = ТΔS и тогда ΔG = 0. Наступает термодинамическое равновесие в системе.4) ΔН < 0 и ТΔS < 0, ΔН > 0 и ТΔS > 0. В этом случае значение ΔG зависит от того, какая из величин больше: ΔН или ТΔS. Если ТΔS >> ΔН, то ΔG < 0; если ТΔS << ΔН, то ΔG < 0.

4. Кинетика изучает скорость химической реакции, ее зависимость от различных факторов и механизмы реакций. Основные понятия: - Ограниченность термодинамического подхода(в термодинамике не определяется быстрота) -Гомогенность и гетерогенность реакции -Определяется по агрегатному состоянию реагентов в (одной фазе и в разных фазах) Скорость реакции- изменение концентрации вещества в единицу времени. Ʊ=∆с/∆t. Истинная скорость- положительна . Ʊист=dс/dt Химическое равновесие - когда скорости прямой и обратной реакций сравниваются. Классификация реакций: 1)по механизму: - простые- осуществляется посредством однотипных элементарных актов -сложные- разнотипные элементарные акты 2) по агрегатному состоянию: -гомогенные-все исходные вещ-ва в одной фазе, реакция идет по всему объему смеси -гетерогенные- исх. вещ-ва в разных фазах, важна площадь соприкосновения реагирующих вещ-в. Молекулярность реакции- число молекул, учавствующих в простой реакции. Кинетические уравнения: -первого порядка, V=kc (k-константа скорости реакции) -второго порядка, V=kc²

Порядок реакции- сумма показателей степеней концентраций реагирующих вещ-в. Период полупревращений- промежуток времени, в течении которого начальное кол-во реагента или его концентрация уменьшаются в 2 раза. T1/2=ln2/k