1. Основные понятия термодинамики. Интенсивные и экстенсивные формы системы. Внутренняя энергия. Работа и теплота – 2 формы передачи энергии. Типы термодинамических систем(изолированные, открытые, закрытые) и процессов (изотермические, изобарические, изохорические):

   1. Термодинамика— 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. Термодинамическая система – это отдельное тело (или группа тел) фактически или мысленно отделенное от окружающей среды (все то, что находится в прямом или косвенном контакте с термодинамической системой). Термодинамика входит в раздел Физической химии (часть химии изучающая физические стороны химических явлений) ΔH= ΔU + A(U –внутренняя энергия);

ΔH= ΔU+p VΔ-для газа(p=const)

2. Интенсивные параметры(зависящие от кол-ва вещества в системе- масса объем энергия) Экстенсивные параметры(не зависящие от кол-ва- температура давление плотность)

3. Внутренняя энергия- функция состояния, приращение которой равно теплоте Qv, полученной системой в изохорном процессе.

Работа – упорядоченный целенаправленный способ передачи энергии, с изменением параметров состояния системы.

Теплота - неупорядоченная форма передачи энергии.

4. Типы систем:

-изолированная(не обменивается ни энергией ни телом(идеальная система))

-закрытая(обменивается только энергией(бутылка с газировкой)

-открытая(обмен и тем и другим (кастрюля с супом)

Процессы: изотермические(Т постоянная);изобарные(Р постоянно);изохорные(v постоянно).

2. Первое начало термодинамики. Энтальпия. Стандартная энтальпия образования, стандартная энтальпия сгорания. Закон Гесса. Термохимические процессы. Применение первого начала термодинамики к биосистемам. Примеры экзэргонических и эндэргонических процессов, протекающих в организме:

   1. Первое начало термодинамики-(открыли закон одновременно Джон Джоуль и Майер)

Суть закона: 1.энергия не создается и не уничтожается, возможно, лишь ее превращение из одного вида в другой в строго эквивалентных количествах.2. превращение внутренней энергии сис-мы в некотором процессе равно теплоте полученное сис-мой + работа, совершенная над системой. 3. Вечный двигатель 1 рода не возможен, т. Е. невозможно создать такой двигатель, который совершал бы работу без затраты энергии. 4. Внутренняя энергия изолированной системы – это величина постоянная.

2. Энтальпия(H) – (теплосодержание) функция состояния, приращение которой равно теплоте, полученной системой в изобарном процессе.

3. Стандартная энтальпия образования равна разности сумм энтальпий образования продукта реакции и исходных веществ Стандартная энтальпия сгорания равна разности сумм энтальпий сгорания

исходных веществ и продуктов реакции.

4. Закон Гесса – приращение энтальпии при образовании заданных продуктов из данных реагентов при постоянном давлении не зависит от числа и вида реакции, в результате которых образуются эти продукты.

5. Термохимическое ур-е: ур-е в котором помимо формул исходных в-в и продуктов р-циb указан отвечающие этой р-ции 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 связьосуществляется в процессе обмена веществ. В биологических системах термодинамическиневыгодные (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. Обратимые и необратимые в термодинамическом смысле процессы. Термодинамические условия равновесия. Энтропия. Энергия Гиббса. Стандартная энергия Гиббса. Прогнозирование направления самопроизвольного процесса в изолированной и закрытой системах. Роль энтальпийного и энтропийного факторов:

   1. Второе начало термодинамики – в изобарно-изотермических условиях в системе самопроизвольно могут осуществляться только такие процессы ,в результате которых энергия Гиббса системы уменьшается (ΔG<0). В состоянии равновесия энергия Гиббса системы не меняются. (ΔG<0, p, T=const).

   2. Все самопроизвольные процессы в макроскопических сис-мах протекают в направлении от менее вероятного к более вероятному состоянию сис-мы. 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.

   3. Энтропия – мера вероятности пребывания системы в данном состоянии или мера неупорядоченности системы.

   4. Энергия Гиббса - это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции и дающая таким образом ответ на вопрос о принципиальной возможности протекания химической реакции; это термодинамический потенциал,

Стандартная энергия Гиббса (ΔG = ΔH – T ΔS (G, кДж)

5. Самопроизвольный процесс - осуществляется без каких-либо воздействий, когда система предоставлена самой себе. Изолированная система – не обменивается с окружающей средой ни телом, ни энергией. Закрытая система – не обменивается массой, но обменивается энергией.

6. В химических процессах одновременно изменяются энергетический запас системы (энтальпийный фактор) и степень ее беспорядка (энтропийный фактор, не совершающая работу энергия). ΔG = ΔН – ТΔS – анализ этого уравнения позволяет установить, какой из факторов, составляющих энергию Гиббса, ответственен за направление протекания химической реакции, энтальпийный (ΔH) или энтропийный (ΔS · T):

• Если ΔH < 0 и ΔS > 0, то всегда ΔG < 0 и реакция возможна при любой температуре.;

• Если ΔH > 0 и ΔS < 0, то всегда ΔG > 0, и реакция с поглощением теплоты и уменьшением энтропии невозможна ни при каких условиях;

• В остальных случаях (ΔH < 0, ΔS < 0 и ΔH > 0, ΔS > 0) знак ΔG зависит от соотношения ΔH и TΔS.

.