31)Следствие закона Гесса на основе энергии Гиббса (для изобарно-изотермных процессов).

энергии Гиббса хим.реакции равна

разности энергии Гиббса образования реагентов хим.р-ции и энергии Гиббса образования продуктов хим.р-ции

в расчетах учитывают стехеохимические коэффициенты хим.реакций

aA + bB  cC + dD

G = (cG_C + dG_D) – (aG_A + bG_B)

расчет изменения энергии Гиббса указывает возможность(направление) хим.реакции

32)Особенности термодинамики живых организмов.

- живые организмы – открытые, гетерогенные-многофазные термодинамические системы

– термодинамические процессы в живых организмах необратимые, многосупенчатые-последовательные

- живые организмы как открытые системы находятся в стационарном состоянии,

когда параметры системы не меняются, система находится в равновесии,

но равновесие динамическое - есть приток энергии и приток расходуемых исходных в-в и

потери энергии(теплоты) и удаление продуктов обмена в-в,

на поддержание равновесия(гомеостаза) расходуется энергия Гиббса(«свободная энергия») системы

- приток энергии обеспечен притоком питательных в-в, которые подвергаются окислению

часть энергии, выделяемой при окислении питательных в-в, превращается в энергию хим.связей ПР: АТФ

- живые организмы совершают работу, расходуя энергию Гиббса(«свободную энергию»)

виды работы в живом организме – активный транспорт в-в ч/з клеточную мембрану,

сокращение мышц,

синтез белков..

- энтропия живых организмов не максимальная (максимальная энтропия у мертвых организмов)

35)36)Стационарное состояние живого организма.

принцип Пригожина, характеризующий стационарное состояние живого организма

для открытой системы в стационарном состоянии прирост энтропии в единицу времени минимальный

37)38)39)Обратимыы и необратимые реакциях,условия необратимости.

обратимые – хим.р-ции, которые в данных условиях идут самопроизвольно и в прямом, и в обратном направлениях

А + В  АВ «прямая»

АВ  А + В «обратная» А + В  АВ

ПР: N₂ + 3Н₂  2NH₃ + Q

обратимость хим.р-ции зависит от условий хим.реакции

необратимые – это хим.реакции, которые в данных условиях идут в одном направлении

до полного превращения исходных в-в

ПР: BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ + 2HCl продукты реакции уходят из зоны хим.реакции в виде осадка или газа

HCl + NaOH = NaCl + H₂O образуются малодиссоциирующие в-ва(для хим.реакций в водных растворах)

2Mg + O₂ = 2MgO + Q выделяется большое количество тепла

условия необратимости хим.реакций

хим.реакция – термодинамический процесс

необратимые хим.реакции идут с уменьшением энергии Гиббса

G < 0

энергия Гиббса обратимых хим.р-циях близка к нулю

G  0 (G  10 кДж/моль) – требуется небольшая энергия, чтобы изменить направление хим.реакции

медленная обратимая хим.р-ция близка к обратимому термодинамическому процессу

40)Константа хим равновесия.

в случае обратимой реакции одновременно идут «прямая» и «обратная» реакция,

скорость «прямой» реакции большая, пока концентрация исходных в-в высокая, а продуктов реакции низкая,

с уменьшением концентрации исходных в-в и увеличения концентрации продуктов реакции

скорость «обратной» реакции растет, а скорость «прямой» снижается



t

в некоторый момент скорости уравниваются, и наступает равновесие

хим.равновесие – состояние системы реагирующих в-в, где скорости «прямой» и «обратной» реакций равны

ПР: СН₃СООН  H⁺ + СН₃СОО^-

₁=k₁С(СН₃СООН) ₂=k₂С(H⁺) С(СН₃СОО^-)

₁=₂ k₁С(СН₃СООН) = k₂С(H⁺) С(СН₃СОО^-) k₁[СН₃СООН] = k₂[H⁺] [СН₃СОО^-]

, где K – константа равновесия реакции диссоциации или константа диссоциации

ПР: N₂ + 3Н₂  2NH₃ + Q

₁=k₁С³ (Н₂) С(N₂) ₂=k₂С² (NH₃)

₁=₂ k₁С³ (Н₂) С(N₂) = ₂=k₂С² (NH₃) k₁С³ [Н₂] С[N₂] = ₂=k₂С² [NH₃]

, где K – константа хим.равновесия

при хим.равновесии энергия Гиббса не меняется

G = 0

если задать равновесные концентрации в-в и рассчитать константу равновесия K,

то можно определить возможность такого равновесия по уравнению изобарно-изотермного потенциала хим.р-ции

или по уравнению изотермы хим.реакции