2.2 Теплоємність речовин

Закон Кірхгофа дозволяє визначати теплові ефекти хімічних реакцій за будь-якої температури, якщо, ви знаєте тепловий ефект цієї реакції за однією певною температурою. Рівняння Кірхгофа в інтегральній формі має такий вигляд:

, (2.6)

де С – зміна теплоємності системи, яка має місце внаслідок перебігу цієї реакції. Молярна теплоємність речовини С_р визначається за кількістю теплоти, яку необхідно надати 1 молю речовини, щоб нагріти її на один градус.

Як правило, температуру Т₁ беруть рівною 298 К, оскільки у цьому випадку легко розрахувати за законом Гесса. У вузькому інтервалі температур нехтують залежністю теплоємності від температури, і тоді:

(2.7)

2.3 Калориметрія

Калориметрія являє собою сукупність методів визначення калорійності харчових продуктів. Калорійність харчових продуктів, як правило, виражають у кілокалоріях: 1 ккал = 4,184 кДж. Дослідним шляхом калорійність харчових продуктів визначають у спеціальних приладах – калориметрах, в яких спалюють зразки харчових продуктів певної маси. Чим більше зразок містить жирів, білків та вуглеводів, тим більше теплоти виділяється під час його згоряння і тим більша його калорійність. В організмі людини окиснення поживних речовин проходить поступово через ряд проміжних стадій, однак відповідно закону Гесса, загальна кількість теплоти, що виділяється при цьому буде такою ж, як і під час спалювання цих речовин у калориметрі. У табл. 2.1 наведені середні теплоти згоряння вуглеводів, жирів та білків.

Таблиця 2.1 – Теплота згоряння основних видів поживних речовин

Речовина	Теплота згоряння 1 г продукту, ккал
	у калориметрі	в організмі людини
Вуглеводи	4,1	4,1
Жири	9,3	9,3
Білки	5,7	4,3

На лекції наводяться приклади розрахунків теплових ефектів хімічних реакцій і калорійності зразків харчових продуктів, з відомим вмістом поживних речовин.

Лекція №3 Термодинаміка хімічної рівноваги

План лекції

1. Термодинамічні потенціали. Зміна вільної енергії системи в оборотних процесах.

2. Хімічна рівновага. Константа рівноваги. Зміщення хімічної рівноваги.

3. Хімічна спорідненість. Рівняння ізотерми хімічної реакції.

Рекомендована література: [1] С.217-237, 254-266, [2] С.19-34, [3] С.72-76, [4] С.117-121, 129-133.

3.1 Термодинамічні потенціали

За зміною ентропії можна визначити напрямок і можливість перебігу самочинних процесів лише в ізольованих системах. Для характеристики фізико-хімічних процесів у відкритих системах застосовують інші термодинамічні функції.

Функція F = U – ТS є функцією стану системи, яка називається вільною енергією Гельмгольца або ізохорно-ізотермічним потенціалом.

Функція G = Н – Т·S є функцією стану системи, яка називається вільною енергією Гіббса або ізобарно-ізотермічним потенціалом.

Вільні енергії Гіббса і Гельмгольца є критеріями можливості самочинного перебігу фізико-хімічних процесів. Процес відбувається у системі, якщо: G  0 – для ізобарно-ізотермічних умов і F  0 – для ізохорно-ізотермічних умов.

За стандартних умов зміну вільної енергії системи під час перебігу хімічних реакцій розраховують за значеннями вільних енергій утворення речовин, які беруть у довідниках фізико-хімічних величин:

(3.1)

(3.2)