Презентация Лекция 4. Химическая термодинамика онлайн

Содержание слайда: Лекция 4. Химическая термодинамика

Содержание слайда: Основные понятия Химическая термодинамика рассматривает энергетические аспекты различных процессов и определяет условия их самопроизвольного протекания.

Содержание слайда: Системой называют отдельное тело или группу тел, фактически или мысленно отделенных от окружающей среды. Системой называют отдельное тело или группу тел, фактически или мысленно отделенных от окружающей среды. Окружающая среда – это все, что находится в прямом или косвенном контакте с системой.

Содержание слайда: Классификация систем по однородности: гомогенные и гетерогенные; в зависимости от характера взаимодействия с окружающей средой различают системы: по состоянию: равновесные, стационарные и переходные.

Содержание слайда: Т/д равновесное состояние характеризуется постоянством всех свойств во времени и отсутствием потока вещества и энергии в системе. Т/д равновесное состояние характеризуется постоянством всех свойств во времени и отсутствием потока вещества и энергии в системе. Стационарное состояние характеризуется постоянством свойств во времени и непрерывным обменом веществом и энергией между системой и окружающей средой. Переходное состояние характеризуется изменением свойств системы во времени.

Содержание слайда: Совокупность всех физических и химических свойств системы называют состоянием системы. Совокупность всех физических и химических свойств системы называют состоянием системы. Его характеризуют термодинамическими параметрами, которые бывают: Интенсивными – параметры, которые не зависят от массы (температура, давление, плотность, концентрация). Параметры, зависящие от массы, называют экстенсивными (объём, масса, внутренняя энергия, энтальпия, энтропия, термодинамические потенциалы).

Содержание слайда: Термодинамические процессы Если в системе в течение некоторого времени изменяется хотя бы один из термодинамических параметров, то это означает протекание термодинамического процесса: Изотермический (t = соnst) Изохорический (V = соnst) Изобарический (р = соnst)

Содержание слайда: Внутренняя энергия Внутренняя энергия (U) характеризует общий запас энергии системы. Она включает все виды энергии движения и взаимодействия частиц, составляющих систему. Измерить U нельзя, поскольку невозможно лишить материю движения. Можно оценить лишь изменение внутренней энергии (U): U=Uкон-Uнач Внутренняя энергия – функция состояния, т.е. не зависит от пути процесса, а только от начального и конечного состояния. Экстенсивная величина [Дж/моль].

Содержание слайда: Теплота и работа Теплота (Q) - неупорядоченный (хаотический) вид передачи энергии. Работа (W) - упорядоченный (организованный) вид передачи энергии. Экстенсивные параметры [Дж/моль]. Работа и теплота связаны с процессом и являются функциями процесса, зависят от пути процесса.

Содержание слайда: Первое начало термодинамики

Содержание слайда: Формулировки 1.Энергия не исчезает бесследно и не возникает из ничего, переход ее из одного вида в другой происходит в строго эквивалентных количествах. 2.Энергия изолированной системы постоянна. 3. Вечный двигатель I рода невозможен, под которым подразумевается машина, производящая работу без затраты энергии.

Содержание слайда: Математический вид: Q=U + W= U + pV, Количество теплоты, подведенное к системе, идет на изменение внутренней энергии и на совершение работы.

Содержание слайда: Первый закон термодинамики в применении к некоторым процессам

Содержание слайда: Закон Гесса Закон Гесса

Содержание слайда: Следствия из закона Гесса. 1. Нr 298 =νi H0f 298(прод) - νiH0f 298(исх) Стандартной энтальпией образования соединения называют изменение энтальпии (или тепловой эффект) в процессе образования одного моля данного вещества из простых веществ в стандартных условиях. Стандартные энтальпии образования простых веществ в устойчивом агрегатном состоянии равны нулю.

Содержание слайда: 2. Нr 298 =νi H0f 298(исх) -νi H0f 298(прод) 2. Нr 298 =νi H0f 298(исх) -νi H0f 298(прод) Стандартной энтальпией сгорания называют изменение энтальпии в процессе полного сгорания в атмосфере кислорода одного моля вещества до высших оксидов в стандартных условиях при выбранной температуре. Стандартные энтальпии сгорания высших оксидов в устойчивых состояниях равны нулю.

Содержание слайда: Второе начало термодинамики

Содержание слайда: I закон термодинамики дает данные лишь о тепловыделении и говорит о превращении одной формы энергии в другую. I закон термодинамики дает данные лишь о тепловыделении и говорит о превращении одной формы энергии в другую. Второй закон термодинамики дает возможность определить направление самопроизвольного процесса и пределы его протекания. В термодинамическом смысле, самопроизвольный – это такой процесс, который совершается без внешних воздействий на систему.

Содержание слайда: Новая функция состояния: Новая функция состояния: энтропия (S, Дж/моль·К) – мера беспорядка системы. Является критерием направленности процессов в изолированной системе: самопроизвольные процессы происходят в направлении увеличения энтропии системы: dS > 0 . Формулировки второго закона термодинамики: Теплота не может самопроизвольно переходить от более холодного тела к более горячему (Клаузиус). Осуществление вечного двигателя II рода невозможно. Под вечным двигателем второго рода подразумевают тепловую машину, превращающую всю теплоту в работу, т.е. без передачи части ее холодильнику (В.Оствальд).

Содержание слайда: Термодинамические потенциалы являются критерием направленности процессов в открытой и закрытой системах: энергия Гиббса (GT,P<0) и энергия Гельмгольца (АT,V<0). Расчет энергии Гиббса: 1) 2) По уравнению Гиббса – Гельмгольца: . 3) По уравнению изотермы (с.у.):

Содержание слайда: Биохимические реакции, сопровождающиеся уменьшением энергии Гиббса, называются экзэргоническими реакциями. Биохимические реакции, сопровождающиеся уменьшением энергии Гиббса, называются экзэргоническими реакциями. Биохимические реакции, сопровождающиеся увеличением энергии Гиббса, называются эндэргоническими, и они не возможны без внешнего подвода энергии. В живых организмах эндэргонические реакции происходят за счет их сопряжения с экзэргоническими реакциями.

Содержание слайда: Кинетика и катализ

Содержание слайда: Химическая кинетика изучает скорость и механизм химических реакций и зависимость их от различных факторов.

Содержание слайда: Основные понятия химической кинетики. Скорость химической реакции – изменение количества вещества в единицу времени в единице объема (для гомогенных) или на единицу площади (для гетерогенных):

Содержание слайда: Закон действующих масс для скоростей Скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций всех реагентов в соответствующих степенях: для реакции аА + bВ  сС + dD где k – константа скорости реакции, зависящая от природы реагентов, катализатора и температуры реакции. Физический смысл k: равна скорости при единичных концентрациях реагентов.

Содержание слайда: Молекулярность реакции определяется числом молекул (частиц), участвующих в элементарном акте реакции. Молекулярность реакции определяется числом молекул (частиц), участвующих в элементарном акте реакции. По молекулярности различают реакции: Одномолекулярные: А → В; Бимолекулярные: 2А → В; А + В  С ; Тримолекулярные: 3А → В; А + 2В  С . Порядок реакции характеризует зависимость скорости от концентрации и определяется как сумма показателей степеней при концентрациях, входящих в кинетическое уравнение. Для простых реакций порядок и молекулярность совпадают. Молекулярность – целое число, Порядок реакции может быть любым, даже дробным.

Содержание слайда: Зависимость скорости реакции от температуры

Содержание слайда:

Содержание слайда: Правило Вант – Гоффа: Правило Вант – Гоффа: При обычных температурах (Т< 373 К) с повышением ее на каждые 10, скорость реакции увеличивается в 2 – 4 раза: где  = 2  4 (температурный коэффициент).

Содержание слайда: Энергетическая диаграмма (энергетический профиль реакции)

Содержание слайда: Энергия активации Энергия активации Еак – величина, показывающая тот необходимый избыток энергии выше средней, которым должны обладать молекулы, чтобы реакция была возможной. Энергия активации Зависит: - от природы реагирующих веществ, -катализатора. Не зависит от температуры.

Содержание слайда:

Содержание слайда: Катализ

Содержание слайда: Катализ бывает: Положительный и отрицательный, (когда скорость реакции уменьшается, в таком случае катализатор называют ингибитором). Гетерогенный (когда реагирующие вещества и катализатор находятся в разных фазах) и гомогенный. Автокатализ – когда катализатором служит одно из исходных веществ, или один из продуктов реакции.

Содержание слайда: Механизм катализа

Содержание слайда: Ферментативный катализ Катализ биохимических процессов (пищеварение, брожение спиртов, биологическое окисление). Ферменты – это белковые молекулы, которые катализируют химические реакции в живых системах.

Содержание слайда: Специфические свойства ферментов Размер. Относительная молекулярная масса ферментов составляет от 105 до 107, поэтому ферменты выделяют в самостоятельный класс ультрамикрогетерогенных катализаторов. Высокая каталитическая эффективность. Каталитическая активность ферментов превышает активность других катализаторов в тысячи раз.

Содержание слайда: Высокая специфичность. Под специфичностью фермента понимается его свойство изменять скорость реакций одного типа и не влиять на многие другие реакции, протекающие в клетке. Высокая специфичность. Под специфичностью фермента понимается его свойство изменять скорость реакций одного типа и не влиять на многие другие реакции, протекающие в клетке. Необходимость строго определенных условий: определенная температура (36 – 38  С) и определенное значение рН.

Содержание слайда: Кинетика ферментативного катализа описывается уравнением: Кинетика ферментативного катализа описывается уравнением: Уравнение Михаэлиса – Ментен.

Содержание слайда: КМ – константа Михаэлиса, численно равна концентрации субстрата, при которой скорость ферментативной реакции равна половине максимальной (Vmax/2). КМ – константа Михаэлиса, численно равна концентрации субстрата, при которой скорость ферментативной реакции равна половине максимальной (Vmax/2).

Содержание слайда: Величина КМ для данной ферментативной реакции зависит: Величина КМ для данной ферментативной реакции зависит: - от типа субстрата - рН реакционной среды - температуры - концентрации фермента в системе