1.Второе начало термодинамики.Энтропия.

^{Второе начало термодинамики накладывает ограничения на эффективность преобразования энергии в работу и вводит критерии самопризвольного протекания процесса! Процесс наз-ся самопроизв-ым, если он осуществляется без воздействий извне, когда система предоставлена самой себе. В изолир системе самопроизвольно протекает процесс, кот идет с увеличением энтропии, в равновесии энтропия системы максимальна: dSизолир> или=0. Понятие Энтропии ввел нем физик Клаузис-Э –это функция состояния, приращение кот-ой, равно теплоте, подведенной к системе в обратимом изотермическом процессе, деленной на абсолют температуру, при кот-ой осущ-ся процесс dS=Q:T! измер-ся в Дж/моль*К! Энтропия –мера хаотичности системы! Больцман расчитывает Энтр по числу возможных микросостяний S=klnw, где k-постоянная Больцмана=1, 38*10(-23), w-термодинамическая вероятность(число микросостояний системы) (w>1)! Обратимый процесс- если он может быть проведен в обратном направлении и при этом ни в системе, ни в окр среде не произойдет никаких изменений! В нем все промежуточные состояния равновесны.в необратимом процессе хоть одно из промежуточных состояний неравновесно!}

1.Энергия Гиббса. Прогнозирование направления самопроизвольно протекающих процессов. Примеры экзэргонических и эндэргонических процессов в организме.

^{В качестве критерия самопроизвольности процесса в откр и закр сист-х ввели нов функцию состояния-ЭНЕРГИЯ ГИББСА(амер физик, вывел и испол-л её в термодинам работах)! G=H-TS (H-энтальпия,S-энтропия), но т.к.H=E+pV, то G=E+pV-TS! Если процесс протекает обратимо при пост давлении p и температуре T(изобарно-изотермич процесс), то соответствующее приращение энергии Гибсса dG=dH-TdS!Т.о. самопроизвольно могут осущ-ся только те процессы, в рез-те кот-рых энергия Гиббса системы уменьшаетя(dG<0)!В состоянии равновесия энергии Г не сист-мы не мен-ся(g=const, dG=0)!термич реакции, при протекании кот-ых происх-ит уменьшение энергии Г(dG<0) и соверш-ся раьота наз-ся ЭКЗЕРГОНИЧЕСКИМИ(окисление глюкозы дикислородом- C6H12O6+6O2=6CO2+6H2O, dG=-2880 кДж/моль! Реакции в рез-те кот-ых энергия Г возрастает (dG>0) и над системой совершается работа. Наз-ся ЭНДЕРГОНИЧЕСКИМИ!}

^{1.Ионная сила раствора. Активность и коэффициент активности ионов.Суть теории Дебая-Хюккеля.I-ионная сила раст-ра-колич хар-ка межионных взаимод-ий, величина, измеряемая полусуммой произведений концентраций всех ионов в раств-ре на квадрат их заряда!:I=0,5*сумма*bi*zi(2), где bi- моляльность иона, zi-заряд иона!Дебай-Хюккель: в разбавл раст-рах сильн электролитаов с одинак ионной солой кофиц-ты актив-ти ктионов и анионов одинак зарядности равны независимо от их хим природы!. Кажущая степень диссоциац-и а<1 Активность(а)-эффективная концентрация, в соотв с кот-ой вещ-во участвует в процессах, а=f*c или гамма*с, где гамма или f-кофффиц актив-ти!Коф актив-ти не зависти от хим природы иона.Коэф акт выражает отклонение р-ра с конц С(Х от поведения р-ра при бесконечном разведении).эксперимент значения КА можно опр криометрич,осмометрич,электрохимич методами!ИОННЫЙ ГОМЕОСТАЗ=постоян-во концентрации ионов в тканях.}