4. Энергия Гиббса ( ) -та часть потендиальной энергии реагирующих веществ, которая может быть использована для осуществления .Полезной, работы.

Важнейшие mA свойства сдстемы связаны уравнением:

Величина , служит критерием самопроизвольности процессов.

Реакция протекает самопроизвольна, если- свободная .энергия понижается Если же свободная. -энергия- возрастает ,то реакция требует дополнительного источника энергии.

-энергия Гиббса, измеренная Б стандартных условиях.

5. Химический потенциал ( )- характеризуется изменение энергии Гиббса одним молем конкретного вещества в системе

Т.К. в ходе химической реакции число моль исходных веществ к продуктов реак­ции изменяется, то энергия Гиббса зависит от концентрации вещества (с). Эта зависи­мость выражается уравнением изотеры:

потенциал, измеренный в стандартных условиях. Химический потенциал используется для характеристики состояния равновесия в системе л направления реакции необходимой тля достижения равновесия.

ПЕРВЫЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ

Он является частью общего закона природы о неуничтожимости материи и энер­гии. Известно несколько формулировок 1 закона, все они эквивалентны, т.к. выражают общефилософскую идею о сохранении материи, и энергии.

1) Рудольф Клаузкус.1850 год:

Теплота и работа является различными формами энергии. В любом процессе энергия может переходить из одной формы в другую (в том числе теплоту и работу); но она не создается из ничего и не исчезает бесследно.

2)Современная формулировка I закона:

Теплота .побеленная к системе, расходуется на изменение внутренней энергии системы и совершение ею работы.

I закон термодинамики: 1) доказывает эквивалентность различных видов энергии (И в уравнении характеризует электрическую, механическую, магнитную и др. виды энергии); 2) во всех процессах энергия в системе не создается из ничего и не исчезает бесследно. Она обязательно связана с теплотой, поступающей в систему, т.е. работой, выполненной системой над окружающей средой.

Энергия системы не всегда остается постоянной. Она может повышаться или понижаться в зависимости от воздействия на систему. Но изменение энергии сис­темы также быть равно количеству теплоты, поступающей в систему ,за вычетом работы, выполненной светской на^ её окружением:

Теплота и работа является эктвивалентными формами энергии - это показано работами немецких ученых Ю. Иайера, Г. Гельмгольца и английского ученого Джоуля.

В 1840 голу 26-летний нем. врач Ю.Майер нанялся судовым врачом на корабле, направляющемся на Яву. Там он обратил внимание, что венозная кровь яванцев и моряков его корабля имеет более светлую окраску по сравнена- с окрас­кой крови его пациентов в Германии. Он объяснил это тем, что в венах обитателей тропиков остается больше кислорода, чем у жителей, живущих в холодных климатических условиях, т.к. для подержания постоянной температуры тела в тропиках достаточно сгорания меньшего количества пищи.

Эти рассуждения привели его к выводу,что теплота сгорания пищи расходует­ся на подержание постоянной температуры тела и на выполнение мускульной работы. Следовательно, теплота может превращаться в работу и обе они являет­ся различными формами энергии.

Первый закон термодинамики используется в разделе химической термодинамики-термохимии тепловые эффекты химических реакций.

В термохимии уравнении реакций называется термохимическими. Для них харак­терны следующие особенности:

1) Они записывается с учетом энтальпии ( ) или теплоты () данной реакции

2)В термохимических уравнениях учитывается I моль продукта, поэтому возможны дробные коэффициенты.

3)Указывается агрегатное состояние вещества

4) Термохимическими уравнениями можно производить обычные алгебраические действия

Независимость теплового эффекта реакции от пути процесса установил опытные путем академик Г.Н. Гесс(1836 году).

Закон Гесса.

Тепловые эффекты химических реакций протекающих при постоянном объеме или постоянном тта-лении, зависят только от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов ч не -зависят от промежуточных реакций.

Например, плевпащение вещества "А" в вещество "В" может и*ти различными путями, это можно представить следующей схемой.

Суммарные тепловые эффекты каждого пути будут равны. Поэтому можем записать

Так, процесс окисления углерода до СО2 можно представить двумя путями:

Термохимия позволяет определять тепловые эффекты различных реакций - теплоты образования химических соединений, теплоты сгорания, растворения, нейтрализации.

Тепловые эффекты, отнесенные к I моль вещества к измеренные стандартных условиях ( 298К и Р 101,3 кПа) называюся стандартными. Расчеты тепловых эффектор по термохимическим уравнениям производят либо теплотами образова­ния, либо по теплотам сгорания, которые определяются опытным путем в приборах - калопиметрияеских бомбах. Данные опытов сведены в справочные таблицы, стандартная теплота образования - это теплотой эффект процесса образования 1 моль сложного вещества из простых веществ при стандартных условиях.

В термохимии энтальпии образогания простых веществ условно принимают равными нулю .

Расчет тепловых эффектов химических процессов по теплотам образования производят на основе 1 следствия из закона Гесса;

Теплота процесса равна разности между суммой теплоты образования конечных продуктов и суммой теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов

Например:

Подавляющее большинство органических соединений нельзя синтезировать непосредственно из простых веществ и одновременно определить теплоту образования этих соединений. Обычно для расчетов используют теплоты сгорания веществ.

Стандартная теплота сгорания -это изменение энтальпии при сгорании моль вещества в стандартных условиях.

Определяется экспериментально и представлены в таблицах.

Согласно II следствию из закона Гесса теплота процесса равна разности между суммой теплот сгорания исходных веществ и суммой теплот сгорания ко­нечных продуктов, с учетом стехиометрических коэффициентов.

Например:

Закон Гесса и его следствие имеют практическое значение для медицины.

Например, с их помощью оценивает калорийность пищевых продуктов. Коэффициентом калорийности называют теплоту сгорания I г вещества, взятую с обратным знаком (кДж г-1 , ккал г-1)

1 кал. = 4,18 Дж.

Основными компонентами пищи являются углеводы, жиры, белки. Их коэффициенты калорийности имеют следующие значения:

Белки = 16,3 кДж*г-1

Углеводы =16,8 - " -

Жиры =37,8

Глюкоза =15,7 - " -

Для подсчета калорийности пищи содержащей. А2 белка в г углеводов. Сг жира, пользуются формулой:

тепловой эффект процесса калорийности – К= -Н -сгорание данной массы вещества.

При нормальной трудовой деятельности энергетические затраты человека покрываются за счет углеродов на 55-60%, жиров на 20-25%,белков на 15-20%.

Несмотря на то, что белки в энергетическом балансе человека играют от­носительно меньшую роль, их значение как основного строительного материала клетки велико. Уникальная роль белков состоит в том, что их дефицит в организме практически невосполним за счет других компонентов пищи. Норма суточ­ного потребления белков для взрослого человека 80-100 гр. (130-140 гр. при тяжелой физической нагрузке.)

Суточная норма потребления жиров для взрослого человека составляет 60-70 гр.

При правильном питании суточное потребление углеводов в 4-5 раз должно превышать по массе количество белков или жиров.

Калорийность потребления человеком пищи связана с расходом энергии, зависящей от характера выполняемой работы. Суточная потребность человека в энергии составляет:

1) пли легкой работе в сидячем положении (концсн. раб. .мастера точной механики, - 8400 - II700 кДж (2000-2880 ккал.)

2) при умеренной и напряженной мышечной работе (лаборанты, врачи, студенты) - 12500 - 15 100 кДж (3000 - 3600 ккал)

3) при тяжелом физическом труде (строители, литейщики) 16700 – 20900 Дж (4000-5000 ккал).

4) при особо тяжелом труде (ручная косьба, спортсмены) до 30100 кДж (7200 ккал)