1.2.Законы термодинамики.

1.2.1.Первый закон термодинамики – закон сохранения энергии.

Первый закон термодинамики является обобщением закона сохранения и превращения энергии для термодинамической системы. Он формулируется следующим образом.

Изменение (ΔU) внутренней энергии неизолированной термодинамической системы равно разности между количеством теплоты (Q), переданной системе, и работой (А), совершенной системой над внешними телами (или против внешних сил).

В качестве функции состояния наиболее показательна внутренняя энергия системы. Являясь суммой кинетической и потенциальной энергии всех атомов и молекул данной системы, она зависит от термодинамических параметров (количества вещества, давления, объема и температуры):

U = f (m, Р,V ,T ).

Ее производная ΔU не зависит от пути перехода и является отражением первого закона термодинамики:

ΔU = U₂ − U₁ = Q ± А,

где: Q и А – сообщенное тепло и совершаема работа над системой (+) или самой системой (–), соответственно.

В дифференциальной форме первый закон термодинамики выглядит так:

dU = δQ ± δА ,

где: Q и А – сообщенное тепло и совершаемая работа, соответственно. Они не являются функциями состояния, так как это функции процесса, которые не могут быть выражены разностью начального и конечного значений. Поэтому они не имеют полного дифференциала.

Следствием первого закона термодинамики является закон Гесса. Он утверждает, что тепловой эффект реакции не зависит от ее пути, а только от начального и конечного состояний:

Q = ΔU + P · ΔV = Δ(U + P · V) = Σ_iH_ik – Σ_jH_ju = ΔH,

где: H – энтальпия, а ΔH – разница между энтальпией продуктов реакции (ΣH_ik) и исходными продуктами (ΣH_ju), Р · ΔV – работа по изменению объёма.

Доказательства применимости первого закона термодинамики к живым системам были приведены с помощью методов прямой и непрямой калориметрии.

Прямая калориметрия связана с непосредственным определением количества энергии в системе при полном сжигании в замкнутом пространстве (калориметрическая бомба).

Непрямая калориметрия основана на знании тепловых эквивалентов используемых с пищей веществ. В 1904 г. Этуотер сконструировал дыхательный калориметр, измеряющий поток теплоты между его стенками, и поместил туда человека, измеряя количество калорий, выделяемых и потребляемых им с пищей в течение суток. В итоге измерений при минимальной работе, совершаемой человеком, оказалось, что эти величины (7784,1 кДж потреблено с пищей и 7771 кДж выделено) друг от друга отличались незначительно (табл. 1.1).

Оба метода убедительно подтвердили применимость первого закона термодинамики к биологическим системам.

Таблица 1.1

Значение дыхательных коэффициентов (δ) и энергетических эквивалентов

(Q) (энергия на 1 л О₂) при окислении органических веществ

Наименование вещества	δ	Q, кДж/л
Углеводы	1	21,0
Белки	0,8	18,8
Жиры	0,71	19,6