2.5. Энергия Гиббса как критерий самопроизвольности процесса

В химических системах энтропийному фактору ΔS, действующему в направлении разъединения частиц и рассеяния вещества, противостоит энтальпийный фактор ΔH, действующий в направ­лении объединения частиц, образовании химической связи и межмолекулярного взаимодействия, сведения запаса энергии системы к минимуму.

Разность между энтальпийным и энтропийным факторами:

позволяет судить о возможности самопроизвольного протекания химического процесса в данном направлении. Данное математическое выражение называется объединенный закон термодинамики.

Величину G = Н - TS принято называть энергией Гиббса в честь американского физика Д. У. Гиббса - одного из осново­положников современной химической термодинамики. До недав­него времени для величину G было принято называть изобарно-изотермический потенциал, а в медицинской литературе употребляется термин свободная энергия. Если величина имеет отрицательный знак(<О), то это неопровержимо доказывает, что данный процесс принци­пиально осуществим и абсолютное значение разности определяет движущую силу этого процесса. Если же положительна, то в условии, для которых были измереныи, данная реакция протекать не может. Осуще­ствимой же окажется обратная реакция, для которой будет иметь отрицательное значение. Если=0, то система находится в равновесии.

Для определенной химической реакции величину ΔG можно вычислить по формуле:

Δ G_р-ции = ΣпΔG⁰ _прод. - ΣпΔG⁰ _исх.,

где: Δ G_р-ции – энергия Гиббса данной реакции

ΔG⁰ – стандартная энергия Гиббса веществ, значение которой являются постоянными и приводятся в справочной литературе.

Человеческий организм является открытой термодинамической системой. Основным источником энергии для него является химическая энергия, заключенная в пищевых продуктах, часть которой расходуется на совершение работы внутри организма, связанной с дыханием, кровообращением, нагреванием вдыхаемого воздуха, воды и пищи, и совершением внешней работы, связанной со всеми перемещениями человека и его трудовой деятельностью.

3.Кинетика химических реакций

Термодинамика прогнозирует только возможность и невозможность процесса, но не говорит, как быстро будет идти реакция. Цель кинетики – прогноз протекания реакций во времени. Важнейшим понятием химической кинетики является скорость химической реакции. Под скоростью химической реакции понимают изменение концентрации реагирующих веществ или продуктов реакции в единицу времени. Скорость реакции рассчитывается как изменение концентрации реагирующих веществ в определённый промежуток времени:

.

1. . Кинетическая классификация химических реакций

По числу молекул, принимающих участие в элементарном акте, реакции классифицируют на моно-, би- и тримолекулярные.

Мономолекулярными называются такие реакции, в которых химическому превращению подвергается одна молекула:

Кинетическое уравнение скорости для этого типа реакции имеет вид:

Бимолекулярные – такие реакции, в которых в элементарном акте встречаются две молекулы:

Тримолекулярные – реакции, в элементарном акте которых участвуют три молекулы (такие реакции встречаются редко):

В кинетике различают реакции нулевого, первого, второго, третьего и дробного порядков. Порядок реакции – это число, равное сумме показателей степеней концентраций реагирующих веществ в основном кинетическом уравнении. Для процесса, описываемого уравнением:

сумма показателей степеней равна 2 + 1 = 3, то есть это реакция третьего порядка.

Для простых по механизму реакций величины молекулярности и порядка совпадают, но для сложных реакций порядок не соответствует молекулярности. Такое несоответствие может быть вызвано большим избытком одного из реагентов. Например, при гидролизе сахарозы:

изменение концентрации воды так незначительно, что его можно не учитывать. Тогда основное кинетическое уравнение реакции можно записать:

Следовательно, реакция гидролиза сахарозы является бимолекулярной реакцией первого порядка.