і характеризується певними властивостями. Приклади систем - клітина, нервова система живого організму, серцево-судинна система, травлення і т.д.

Системи діляться на г о м о г е н н і - без границі поділу фаз, ге тер о ге н ні - з границею поділу фаз; і зо льо ва н і - не обмінюються з навколишнім середовищем ні масою, ні енергією, за кр и ті - обмінюються з навколишнім середовищем енергією, не обмінюються масою; від кр и т і - обмінюються з навколишнім середовищем і масою, і енергією. Всі живі організми - це відкриті гетерогенні системи.

Ста н си ст еми - це сукупність фізичних і хімічних властивостей системи, які описуються з допомогою термодинамічних параметрів.

Па р а ме тр и си с те ми - це величини, які можна визначити безпосередньо вимірюванням. Такими параметрами є температура – Т, тиск Р, об'єм V, концентрація С. Функції основних параметрів, або фу нкц і ї с т а н у си с тем и - це величини, які кількісно описують систему і залежать від параметрів (внутрішня енергія - U, ентальпія - Н, ентропія – S, вільна енергія – G).

Вну тр і шня ен ер гія - весь запас енергії системи, що охоплює енергію руху молекул, атомів, електронів в атомах і молекулах, внутріядерну енергію, енергію міжмолекулярної взаємодії і т.д. Внутрішня енергія є функцією стану системи та залежить від природи речовини, її маси: U (Р, V, Т).

Абсолютне значення внутрішньої енергії визначити неможливо. Визначають зміну внутрішньої енергії при переході з одного стану в

інший: U= U2 –U1.

Формами передачі енергії є теплота і робота - це дві форми обміну енергії між системою і навколишнім середовищем. Передача теплоти здійснюється між системами, що мають різну температуру шляхом безпосереднього контакту мікрочастинок, що хаотично рухаються. Робота є формою впорядкованої передачі енергії.

ПЕРШИЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМІКИ

Теплота, яка надана системі, витрачається на зміну внутрішньої енергії та на виконання роботи системою проти зовнішніх сил.

Математичний вираз першого закону термодинаміки: Q = U + А, який виражає еквівалентність різних форм енергії - всі види енергії переходять один в одного в еквівалентних кількостях.

Для хімічних реакцій робота виконується при постійному тиску, об’ємі чи температурі: А = Р (V2-V1) = РV.

При ізохорному процесі (V = соnst) зміна тепла змінює виключно внутрішню енергію системи: QV = U.

При ізобарному процесі (р = соnst) зміна тепла використовується на зміну внутрішньої енергії системи і на виконання роботи по зміні об’єму системи: Qр = U + рV.

ЕНТАЛЬПІЯ

В організмі всі процесі протікають при постійному тиску (P = соnst.), тобто є ізобарними. За першим законом термодинаміки:

Qр = U + рV

Qр = U2 – U1 + р(V2 – V1)

Qр = U2 + рV2 – (U1 + рV1);

U1 + рV1 = Н - ентальпії

Ента льп ія - це функція стану системи, що чисельно рівна сумі внутрішньої енергії системи і енергії роботи по зміні об’єму системи.

Зміна ентальпії чисельно характеризує міру перетворення енергії хімічних реакцій в тепло: Qр = Н.

При протіканні ізобарного процесу зміна тепла йде на зміну ентальпії системи: Н = U + nRТ, де n =n1 –n2 - зміна числа молей газоподібних речовин, що приймають участь в реакції, R - газова стала.

ТЕПЛОВІ ЕФЕКТИ ХІМІЧНИХ РЕАКЦІЙ

Кількість тепла, що виділяється чи поглинається при протіканні даної хімічної реакції, називається теп ло ви м еф екто м даної хімічної реакції. Тепловий ефект реакції в і дно ся т ь до одного моля речовини. Оскільки більшість хімічних реакцій і практично всі біохімічні реакції протікають за постійного тиску, за першим законом термодинаміки тепловий ефект хімічної реакції дорівнює зміні ентальпії.

Реакції, при протіканні яких ентальпія системи зменшується за рахунок виділення тепла в зовнішнє середовище, називаються

екзо тер міч ни ми .

С(Т) + О2(Г) СО2 (Г) Н = -396 кДж

Qр = -Н

Реакції, при протіканні яких ентальпія системи збільшується за рахунок поглинання тепла з навколишнього середовища, називаються

ендо тер міч ни ми реакціями.

С(Т) + 2S(Т) СS2(Р) Н = 87,9 кДж

-Qр = Н

Зміна ентальпії чисельно рівна тепловому ефекту хімічних реакцій з протилежним знаком.

На величину теплових ефектів хімічних реакцій впливають такі чинники:

1.Природа реагуючих речовин.

2.Агрегатний етан речовин.

3.Кількість реагуючих речовин.

4.Умови проведення реакції (V=соnst, р=соnst).

Для порівняння теплових ефектів реакцій всі термохімічні розрахунки приводять до стандартних умов: р = 1атм, 760 мм.рт.ст., 101325 Па; Т = 298 К, t = 250С; n = 1моль.

ЗАКОН ГЕССА

Сумарний тепловий ефект хімічної реакції визначається початковим і кінцевим енергетичними станами речовин і не залежить від шляхів переходу або проміжних стадій реакцій.

Наприклад:

С(Т) + 0,5О2(Г) СО (Г) Н = -110,54 кДж СО(Т) + 0,5О2(Г) СО2 (Г) Н = -285,46 кДж

___________________________________________

С(Т) + О2(Г) СО2 (Г) Н = -396 кДж Н = Н1 + Н2 = -110,54 + (-285,46) = 396,00 (кДж)

Закон Гесса справедливий для ізобарних та ізохорних процесів і є частковим випадком закону збереження енергії і першого закону термодинаміки стосовно хімічних реакцій. На його основі можна розрахувати теплові ефекти тих реакцій, для яких неможливо визначити ці значення експериментально, зокрема, для біохімічних процесів.

Теп ло та у тво р ен ня хімічної речовини – це кількість тепла, що виділяється або поглинається при утворенні одного моля цієї сполуки за стандартних умов з простих речовин (Н0298 утворення). Стандартні теплоти утворення простих сполук (найстійкіших форм) умовно приймають рівними нулю (Н298 (Сl2) = 0). Якщо утворення сполук проходить з виділенням тепла, то це екзотермічні сполуки. Вони за звичайних умов стійкі (МgО, Аl2О3, NаСl, СаСО3). Речовини, які утворюються з поглинанням тепла - ендотермічні, нестійкі при звичайних умовах (NО, СS2, С2Н2).

Теп ло та з го р а н ня - це кількість теплоти, яка виділяється при згоранні одного моля даної речовини в чистому кисні до вищих оксидів елементів, що входять до складу речовини (Н0298 згорання).

Наслідки із закону Гесса використовуються для термохімічних розрахунків.

Перший наслідок закону Гесса. Тепловий ефект хімічної реакції рівний сумі теплот утворення продуктів реакції (Н0утв.прод.) мінус сума теплот утворення вихідних речовин (Н0вих.реч.) з врахуванням стехіометричних коефіцієнтів:

Н = (Н0утв.прод.) - (Н0вих.реч.).

Другий наслідок. Тепловий ефект реакції рівний сумі теплот згорання вихідних речовин (Н0згор.вих.реч) мінус сума теплот згорання продуктів реакції (Н0згор.прод.) з врахуванням стехіометричних коефіцієнтів.

Н = (Н0згор.вих.реч.) - (Н0згор.прод.)

Третій наслідок. Тепловий ефект розкладу будь-якої речовини рівний за величиною і протилежний за знаком тепловому ефекту її утворення.

Н0утв. = -Н0розкл.

Четвертий наслідок. Якщо здійснюються дві реакції, які приводять з однакових початкових станів до однакових кінцевих, то різниця між тепловими ефектами першої і другої реакції є тепловим переходом.

П’ятий наслідок. Якщо здійснювати дві реакції, які приводять з однакових початкових станів до різних кінцевих, то різниця між тепловими ефектами першої і другої реакцій є тепловим ефектом переходу другого кінцевого стану в перший.

ІІ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМІКИ. ЕНТРОПІЯ

Зворотними термодинамічними процесами називаються процеси, що протікають як в прямому, так і в зворотньому напрямку, причому кожний раз система вертається в початковий стан без змін у системі і навколишньому середовищі (математичний маятник).

Незворотними термодинамічними процесами називаються процеси, при протіканні яких, в системі проходять зміни, що не можуть бути усунені самою системою. Сама система у вихідний стан вернутись не може. Всі реальні процеси, що протікають в природі – термодинамічно незворотні, оскільки завжди є втрати енергії системою в навколишнє середовище у вигляді тепла, випромінювання, тертя (фізичний маятник). Для повернення його у вихідний стан необхідна енергія пружини. Незворотні термодинамічні процеси можуть бути двох типів: несамовільні — для здійснення яких, необхідно прикласти енергію ззовні; самовільні - протікають без затрати енергії ззовні. При здійсненні самовільних процесів можна

отримати корисну роботу. Всі самовільні процеси протікають тільки до певної границі - до вирівнювання концентрацій, температур, потенціалів. Напрямок проходження самовільних процесів встановлює другий закон термодинаміки:

самовільно можуть протікати тільки ті процеси, при яких система переходить в найімовірніший стан

або:

теплота не може самовільно переходити від тіла з меншою температурою до тіла в більшою температурою.

Напрямок, в якому самовільно протікає хімічна реакція визначається сумісною дією двох чинників:

1)тенденцією до переходу системи в стан з найменшою внутрішньою енергією (для ізобарних процесів - з найменшою ентальпією);

2)тенденцією до досягнення найімовірнішого стану, тобто стану, який може бути реалізований найбільшим числом рівноймовірних способів (мікростанів).

Мірою ймовірності стану системи в термодинаміці прийнято ен тр о п ію – S - величину пропорційну логарифму числа рівноймовірних мікростанів, якими може бути реалізований даний макростан:

S = RlnW

Ентропія є мірою безпорядку в системі, мірою хаотичності розміщення частинок в речовині або тіл в системі й характеризує ту частину енергії в необоротних процесах, яка за даних умов перетворена в роботу не може бути, а розсіюється у навколишнє середовище у вигляді теплоти. На величину ентропії речовин впливають такі чинники:

1)природа речовин та їх кількість - з ростом числа частинок ентропія зростає.

2)умови, за яких знаходяться речовини (Р, V, Т) при Т0, S 0

3) агрегатний стан речовин: при переході т р г ентропія зростає. Значення ентропії розраховують за стандартних умов: Р =

101325 Па; t = 25°С; Т = 298К і позначають S°298. Розмірність ентропії

[S°298] = [Дж/моль∙К].

Ентропія - функція стану системи, її можна розрахувати за параметрами системи. Зміна ентропії системи в результаті хімічної