Государственное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

«Кировская государственная медицинская академия»

Министерства здравоохранения и социального развития

Российской Федерации

Химическая термодинамика

Киров 2011

ББК 28 072 я 73

УДК 546

Печатается по решению редакционно-издательского совета Кировской государственной медицинской академии (протокол № 9 от 16 мая 2011 г.)

Химическая термодинамика. Учебно-методическое пособие для внеаудиторной и самостоятельной работы студентов. /Сост. Власова Л.В, Зобнина Н.Л./ – Киров. – КГМА. – 2011. – 32с.

Учебно-методическое пособие предназначено для внеаудиторной и самостоятельной работы студентов лечебного, педиатрического и стоматологического факультетов. Оно составлено в соответствии с программой Минздрава РФ. Пособие включает изложение теоретического материала с графическими схемами, систематизирующими его, примеры решения типовых задач, тестовые задания для самопроверки, расчётные задачи и справочные таблицы.

Рецензент:

П. И. Цапок. – заведующий кафедрой биологической химии Кировской госу­дарственной медицинской академии, доктор медицинских наук, профессор.

©Власова Л.В, Зобнина Н.Л. 2011

©ГОУ ВПО Кировская ГМА Минздравсоцразвития России, 2011

Оглавление

ПРЕДИСЛОВИЕ 4

Глава 1 Химическая термодинамика. 5

Предмет и основные понятия термодинамики 5

Глава 2 Первое начало термодинамики 8

2.1 Первое начало термодинамики как закон сохранения энергии 8

2.2 Первое начало термодинамики для химических реакций 9

2.3 Закон Гесса и следствия из него 10

2.4. Медико-биологическое значение первого начала термодинамики 12

Глава 3 Второе начало термодинамики. 15

3.1. Самопроизвольные процессы 15

3.2. Энтропия 16

3.3. Критерии самопроизвольных процессов в различных системах 18

3.4. Энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал) 20

3.5. Принцип энергетического сопряжения 22

Тестовые задания для самоконтроля 24

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ КОНСТАНТЫ ВЕЩЕСТВ 31

Литература 32

Предисловие

Данное методическое пособие посвящено изложению основных положений учения о превращениях энергии при химических процессах. Эти знания необ­ходимы будущему врачу для правильного представления об обмене энергии, протекаю­щем в живом организме в результате разнообразных биохимических процессов. Законы превращения энергии одни и те же для неживой природы и для живых организмов и называется I и II началами термодинамики. Любые процессы, происходящие в окружающем мире, связаны с превращением энер­гии. Поэтому изучение всего курса общей химии в медицинских вузах начина­ется именно с раздела «Химическая термодинамика». В то же время, количе­ство учебных ча­сов, отведённых в программе на изучение этой непростой для понимания темы, явно недостаточно.

Цель данного учебного пособия: обучение первокурсников правильной организации выполнения ими самостоятельной работы.

Для лучшего усвоения основных закономерностей химических процессов в учебном пособии проведена систематизация теоретического материала в виде графологических структур, даны задачи с примерами решения, а также включён контрольно-обучающий раздел, состоящий из тестовых заданий и рас­чётных задач.

Авторы надеются, что изучение данного материала поможет будущим вра­чам в усвоении курса общей химии. Неда­ром ещё М.В.Ломоносов (а он тоже был одним из основоположников термоди­намики) говорил: «Медик без довольного познания химии совершенен быть не может».

Глава 1 Химическая термодинамика. Предмет и основные понятия термодинамики

Термодинамика изучает законы превращения энергии из одного вида в дру­гой. Эта наука возникла в XIXв. в связи с появлением тепловых двига­телей и ее пер­воначальная задача сводилась к изучению закономерностей превращения тепло­вой энергии в механическую энергию (работу) наиболее опти­мально.

Основой термодинамики являются два закона – первое и второе начала тер­мо­динамики. Опираясь на эти законы, химическая термодинамика, как часть общей науки, изучает превращение теплоты химических реакций в другие виды энергии, возможность и направление самопроизвольных про­цессов, фазовые переходы и химические равновесия.

Объектом изучения термодинамики является система и все изменения энер­гии в ней.

Системой называется отдельное тело или группа тел, отделяемая реаль­ными или воображаемыми границами от окружающей среды.

Если объектом изучения врача является человек, то для термодинамики чело­век – это тоже система.

По характеру обмена энергией и веществом с окружающей средой сис­темы делятся на три типа.

Системы

Изолированные Закрытые Открытые

Е

Е

Е

m

m

m

Физические величины, характеризующие состояние системы, называ­ются па­раметрами (t, V, P, v, m и т.д.). Изменение параметра называют процессом. При этом система перехо­дит из одного (начального) состояния в другое - ко­нечное. Изменение параметра обозначается буквой Δ (дельта):ΔТ = Ткон. – Тнач. Параметры делятся на основные (их можно измерить) и функции состоя­ния (внутренняя энергия U, энтальпия H, энтропия S, энергия Гиббса G). Осо­бен­ность функций состояния в том, что их изменение не зависит от пути про­цесса.

При взаимодействии некоторых веществ происходит выделение теплоты. Значит, эти вещества еще до реакции в скрытой форме обладали определенной энергией. Этот запас энергии системы называется внутренней энергией (U). Любая система состоит из частиц: молекул, атомов, ионов, протонов, элек­тро­нов и т.д., находящихся в постоянном движении и взаимодействии.

В

U

нутренняя энергия системы равна сумме кинетической энергии движе­ния и потенци­альной энергии взаимодействия всех частиц, из кото­рых состоит система.

U = Σ Екин. + Σ Епотенц.

Она не учитывает кинетическую энергию движения всей системы и по­тенци­альную энергию положения. Например, внутренняя энергия груза в стоя­щем и движущемся автомобиле одинакова. Величину внутренней энергии ни рассчи­тать, ни измерить невозможно, но можно экспериментально определить её из­менение: ΔU = U₂ – U₁ .

Е

Н

сли система находится при постоянном давлении (в изобарных ус­ловиях), то запас энергии такой системы характеризуется ве­ли­чиной эн­тальпии (Н)

P = const

(“эн” – в, ”тальпио” – тепло: тепло в системе). Энтальпия отличается от внутренней энергии на величину pV : H = U + pV. Энтальпия в химии имеет бо­лее важное значение, чем внутренняя энергия, поскольку химические и биохи­мические реакции протекают при постоянном давлении и передача теп­лоты химических реакций происходит в изобарных условиях.

Передача энергии от системы к окружающей среде и наоборот может проис­ходить в виде теплоты (Q) или работы (А).

Теплота – это неупорядоченная форма передачи энергии в результате удара молекул о границу раздела. Меру переданной энергии называют ко­личеством теплоты (Q)

Работа – это упорядоченная, направленная форма передачи энергии. Вели­чина работы (А) есть количественная характеристика переданной энергии.

Например, воду в стакане можно подогреть, поставив стакан на горя­чую плитку, а можно подогреть его до той же температуры быстрым вра­щением мешалки с лопастями за счёт трения. В первом случае энергия пе­редается сис­теме немеханическим путем в виде теплоты, а во втором – в виде работы. Следовательно, теплота и работа эквивалентны.