Применение закона гесса в медицине

Главная / Применение закона гесса в медицине

Термохимические уравнения и расчёты. Закон Гесса и следствия из него. Стандартные теплоты сгорания и образования и их применение для термохимических расчетов.

Термохимические уравнения – уравнения в которых указывается количество поглощенной или выделенной теплоты.

2HgO —> 2Hg + O2 – 180 кДж, С(тв) + O2(г) —> СO2(г) + 394 кДж

По термохимическим уравнениям реакций можно проводить различные расчёты.Для решения задач по термохимическим уравнениям реакций нужно записать само уравнение и провести необходимые расчеты по нему.

В основе термохимических расчетов лежит законГесса. Тепловой эффект (∆Н) химической реакции (при постоянных Р и Т) не зависит от пути ее протекания, а зависит от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции.

Следствия из закона Гесса

1. Тепловой эффект прямой реакции равен по величине и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции (так называемый закон Лавуазье – Лапласа).

2. Для двух реакций, имеющих одинаковые исходные, но разные конечные состояния, разность тепловых эффектов представляет собой тепловой эффект перехода из одного конечного состояния в другое.

3. Для двух реакций, имеющих одинаковые конечные, но разные исходные состояния, разность тепловых эффектов представляет собой тепловой эффект перехода из одного исходного состояния в другое.

4. Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот образования продуктов реакции и исходных веществ, умноженных на стехиометрические коэффициенты.

Теплотой образования соединения называется тепловой эффект реакции образования одного моля соединения из соответствующих простых веществ, находящихся в той модификации и том агрегатном состоянии, которые устойчивы при данной температуре и давлении 1 атм.

Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот сгорания исходных веществ и продуктов реакции, умноженных на стехиометрические коэффициенты.

Теплотой сгорания соединения называется тепловой эффект реакции взаимодействия 1 моль химического соединения и кислорода с образованием высших стабильных оксидов (Н2О (жидк.), СО2 и т.д.) или других строго выбранных соединений (N2, SO2, HCl, HBr, HI и т.д.).

Дата добавления: 2015-04-18 ; просмотров: 18 ; Нарушение авторских прав

lektsii.com

Применение закона гесса в медицине

Раздел термодинамики, изучающий превращения энер–гии при химических реакциях, называется химической термодинамикой. Уравнение реакции, для которой ука–зываются соответствующие этой реакции изменения внут–ренней энергии ?E, энтальпии ?H или какой-либо другой функции состояния, называется термохимическим.

Химические реакции, при протекании которых проис–ходит уменьшение энтальпии системы (?H 0) и система поглощает теплоту Qp извне, назы–ваются эндотермическими.

Окисление глюкозы кислородом происходит с выде–лением большого количества теплоты (Qp = –2800 кДж/ /моль), т. е. этот процесс – экзотермический. Соответ–ствующее термохимическое уравнение запишется в виде

Реакции, протекающие в растворе, сопровождаются обычно незначительным изменением объема системы, т. е. ?V ? 0. В связи с этим во многих случаях при биоло–гических расчетах можно считать, что ?H = ?E. Следова–тельно, выделение теплоты в таких системах обусловлено в основном уменьшением внутренней энергии в результа–те протекания реакции, и наоборот.

Энтальпией образования соединения А называется изменение энтальпии системы ?HA , сопровождающее образование 1 моля соединения А из простых веществ.

Энтальпии образования кислорода, углерода, водо–рода и всех других элементных (простых) веществ при–нимают равными нулю.

При прочих равных условиях внутренняя энер–гия и энтальпия пропорциональны количеству ве–щества в системе. Такие термодинамические функции называются экстенсивными.

С точки зрения термодинамики реакция общего ви–да nAА + пВ = пС + nD , ?h представляет собой пере–ход системы из начального состояния с энтальпией Н1 в состояние 2 с энтальпией Н2. Изменение энтальпии системы в результате этого перехода, называемое энтальпией данной реакции, равно разности:

Закон постоянства тепловых сумм, открыт русским ученым-химиком Г. И. Гессом в 1840 г. Он является пер–вооткрывателем применимости первого начала термо–динамики при химических превращениях и основателем химической термодинамики. В настоящее время закон Гесса рассматривается как следствие первого начала термодинамики и формулируется так: приращение энтальпии при образовании заданных продуктов из данных реагентов при постоянном давлении не за–висит от числа и вида реакций, в результате кото–рых образуются эти продукты.

При термохимических расчетах чаще применяется не сам закон Гесса, а его следствие, выведенное выше для частного случая окисления глюкозы в виде равен–ства (2). Для реакции, представленной в общем виде пАА + пвВ = = псС + nDD, следствие из закона Гесса записы–вается с помощью равенства ?Hp-я = (nC?HC + nD?HD) – (nA?HA + + nB?HB ) и формулируется так: энтальпия реакции равна алгебраической сумме энтальпий об–разования стехиометрического количества продук–тов за вычетом алгебраической суммы энтальпий образования стехиометрического количества реагентов.

www.nnre.ru

Справочник химика 21

Химия и химическая технология

Примеры применения закона Гесса

Так, например, наряду с обычными примерами применения закона Гесса (часть первая) рассмотрено его использование в различных термохимических циклах, включающих такие величины, как потенциал ионизации, электронное сродство, энергия решетки, теплота гидратации. Это позволяет продемонстрировать студентам универсальность простого метода расчета и уже с самого начала связать излагаемый материал с вопросами строения вещества. [c.4]

ПРИМЕРЫ ПРИМЕНЕНИЯ ЗАКОНА ГЕССА [c.20]

Другим примером применения закона Гесса может служить реакция образования углеводородов из простых веществ, например [c.13]

Рассмотрим еще один пример применения закона Гесса. Вычислим тепловой эффект реакции сгорания метана СН4, зная энтальпии образования. метана (—74,9 кДж/моль) и продуктов его сгорания — диоксида углерода (-393,5 кДж/моль) и воды (-285,8 кДж/моль). Для вычисления запишем реакцию горения метана сначала непосредственно, а затем разбив на стадии. Соответствующие термохимические уравнения будут иметь вид [c.177]

Рассмотрим несколько примеров применения закона Гесса. Записываем под формулой вещества значение для него. [c.86]

Рассмотрим еще один пример применения закона Гесса для расчета такой важной характеристики кристаллического состояния, как энергия кристаллической решетки. Это понятие применимо для характеристики кристаллов с преимущественно ионной связью. Энергия кристаллической решетки —это энергия, которая выделяется при образовании кристалла из газообразных ионов, или энергия, которую надо затратить при разрушении кристалла по гетеролитическому механизму (см. гл. IV). Образование одного моля кристаллического хлорида натрия может быть представлено двумя путями [c.208]

Рассмотрим еще один пример применения закона Гесса для расчета энергии кристаллической решетки. Энергия кристаллической решетки — это энергия, которую надо затратить для разрушения кристалла по гетеролитическому механизму. Образование 1 моль кристаллического хлорида натрия может быть представлено двумя путями [c.126]

Другим примером применения закона Гесса может служить нахождение энтальпии образования этилена. [c.14]

Ниже приведено несколько простых примеров применения законов Гесса. [c.94]

Привести примеры применения закона Гесса для химических реакций, протекаюш,их через промежуточные стадии. [c.63]

Наглядным примером применения закона Гесса служит вычисление теплоты образования перекиси водорода из элементов. Предположим, что вначале образуется перекись водорода, которая затем разлагается на воду и кислород. Тепловой эффект последней реакции может быть измерен непосредственно. Тогда эти два про- цесса можно изобразить так [c.143]

Рассмотрим несколько практических примеров применения закона Гесса. Допустим, что в нашей системе протекает изотермически химическая реакция с выделением кал через теплообмен ком- [c.195]

Рассмотрим несколько практических примеров применения закона Гесса. Допустим, что в нашей системе протекает изотермически химическая реакция с выделением Qy кал через теплообмен компоненты и продукты реакции — конденсированные, например твердые фазы [c.250]

Д = Д , + Д 2 + Дг З-В качестве другого примера применения закона Гесса рассмотрим энтальпию образования кристаллической рещетки ЫаС1 — ДЯ(ЫаС1 р .. ) из свободных газофазных ионов (энергии кристаллической решетки). [c.45]

Важный пример применения закона Гесса — расчет энергии Гиббса реакции окисления глюкозы дикнслородом. Изменение энергии Гиббса в этой реакции при р = 101 кПа и Г — 298 К, определенное вне организма, равно А0° = —2880 кДж/моль. Соответствующее термохимическое уравнение записывается в виде [c.30]

chem21.info

ЧАСТЬ I. БИОФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ. Глава 1. ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ И БИОЭНЕРГЕТИКИ

Термодинамика — единственная физическая теория, относительно которой я уверен, что. она никогда не будет опровергнута.

1.1. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА КАК ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ОСНОВА БИОЭНЕРГЕТИКИ. ЗАКОНЫ БИОЭНЕРГЕТИКИ. ПОНЯТИЕ СИСТЕМЫ

В основе жизни лежит обмен веществ, который сопровождается процессами превращения энергии. Для понимания этих процессов необходимы знания основ биоэнергетики и термодинамики.

Науку, изучающую трансформацию энергии в живых системах, называют биоэнергетикой. Теоретической базой биоэнергетики является химическая термодинамика.

Первый закон биоэнергетики

Живая клетка избегает прямого использования энергии внешних ресурсов для совершения полезной работы. Она сначала превращает ее в одну из трех конвертируемых форм энергии. А именно в аденозинтрифос-форную кислоту (АТФ), натриевый потенциал (Δ μNa + ), протонный потенциал (Δ μН + ), две формы которого представлены на рис. 1.1.

Рис. 1.1: а — градиент кислотности; б — градиент электрического поля

Полученная в организме энергия расходуется на осуществление различных энергоемких процессов и играет роль посредника между процессами запасания и ее транспорта. Простейшим примером конвертации энергии в запас может быть гликолиз или расщепление углеводов до молочной кислоты: углевод + АДФ → молочная кислота + АТФ.

Если АТФ используется для совершения механической работы (у животных для мышечного сокращения), то цепь процессов завершается расщеплением АТФ до АДФ и Н3РО4 сократительным белком актомиозином: АТФ + НОН → АДФ + Н3РО4 + механическая работа. Δ G 0 = -29,2 кДж/моль.

Второй закон биоэнергетики

Любая живая клетка всегда располагает как минимум двумя формами энергии: энергией макроэргических связей АТФ и энергией, связанной с мембраной (Δ μН + либо Δ μNa + ). Клетки растений располагают АТФ и Δ μН + . Δ μNa + может образоваться на плазмолемме и играет подчиненную роль. Животная клетка обладает всеми тремя формами энергии. Для плазмолеммы характерен Δ μNa + , а для внутриклеточных мембран — Δ μН + .

Третий закон биоэнергетики

Энергетические формы могут превращаться одна в другую. Поэтому получение хотя бы одной из них за счет внешних ресурсов достаточно для поддержания жизнедеятельности. Взаимопревращения АТФ, Δ μNa + , Δ μН+ осуществляются специальными ферментами. Взаимопереход АТФ ↔ Δ μNa + обеспечивается Na + -АТФ-синтазой, превращение АТФ ↔ Δ μH + катализируется Н + -АТФ-синтазой, а равновесие Δ μH + ↔ Δ μNa + осуществляется Н + /Na + -антипортом.

Термодинамика изучает законы взаимного превращения различных видов энергии при химических и физических процессах, связанных с переходом энергии между телами в форме теплоты и работы.

Теплота — неупорядоченная форма передачи энергии в результате контакта непрерывно движущихся микрочастиц. Условием передачи энергии в форме теплоты является наличие температурного градиента, тогда теплота переходит из более горячей области в более холодную.

Работа — упорядоченная форма передачи энергии, связанная с преодолением внешнего сопротивления.

Термодинамика рассматривает поведение и свойства тел, т.е. макроскопических систем, состоящих из большого числа молекул. Предметом изучения термодинамики являются энергия и законы взаимных превращений форм энергии в равновесных системах.

Первый закон термодинамики утверждает, что общий запас внутренней энергии остается постоянным, если отсутствует обмен с окружающей средой, доказывает эквивалентность различных форм энергии.

Энергия (от гр. energeia — деятельность) — одно из основных свойств материи, мера ее движения и взаимодействия; мера перехода одной формы движения в другую; степень изменчивости системы; способность производить работу.

Химическая термодинамика применяет законы термодинамики к изучению состава, свойств и поведения веществ в химических процессах. Она является теоретической основой биоэнергетики. В термодинамике часто используют понятие «термодинамическая система».

Система — это тело или совокупность тел, выделенных из пространства. Все, что окружает систему, называют средой. Часть системы, имеющая одинаковые во всем объеме физические и химические свойства и отделенная от других частей поверхностью раздела, называется фазой.

В зависимости от фазового состава различают: 1) гомогенные системы — состоят из одной фазы (физиологический раствор, плазма крови); 2) гетерогенные системы — состоят из двух фаз или более. На поверхности раздела фаз такой системы некоторые свойства изменяются скачкообразно (суспензия мела в воде, кровь).

В зависимости от характера взаимодействия системы с окружающей средой различают открытые, закрытые, изолированные системы.

Открытые системы могут обмениваться с окружающей средой как веществом, так и энергией. Примерами могут служить живой организм, раствор в открытой колбе, химический завод. Закрытая система может обмениваться с окружающей средой только энергией. Такие системы типичны для химических экспериментов и производств. Раствор химического вещества в колбе с пробкой, промышленные установки и реакторы, спроектированные с учетом исключения загрязнений окружающей среды токсичными веществами. В анатомическом музее препарат в форме изолированного органа тоже представляет собой закрытую систему. В изолированных системах отсутствует всякий обмен с окружающей средой, как веществом, так и энергией. В действительности невозможно устранить обмен теплотой. Поэтому строго изолированных систем не существует. Как некоторое приближение к изолированной системе можно представить жидкость, помещенную в термос.

Количественно свойства системы оценивают термодинамическими параметрами. Состоянием системы называется совокупность условий существования и состава системы.

Равновесное состояние проявляется, когда все свойства системы остаются постоянными во времени и в системе отсутствуют потоки

вещества и энергии. Если свойства системы постоянны, но имеются потоки вещества и энергии, такое состояние называют стационарным.

Сосуд с двумя закрытыми трубками имеет постоянный уровень жидкости — равновесное состояние. Если трубы открыты и уровень постоянен, то через сосуд проходит поток жидкости стационарное состояние. Живой организм — открытая стационарная система, основные параметры постоянны. Если свойства системы меняются во времени, состояние называется переходным (неравновесным). Переход системы из одного состояния в другое называется процессом. Процессы бывают изобарными — протекающими при постоянном давлении, изохорными — протекающими при постоянном объеме, изотермическими — протекающими при постоянной температуре, адиабатическими — протекающими без передачи теплоты (быстрые химические реакции). По причинности выделяют самопроизвольные и вынужденные процессы.

Для создания таблиц термодинамических свойств веществ особое значение имеет выбор стандартного состояния. Стандартным состоянием вещества считается устойчивая форма вещества при стандартных условиях: температуре 298,15 K (25 °С) и давлении 10 5 Па (750,06 мм рт. ст.). Также выделяют так называемые нормальные условия для газов: температуру 273,15 K (0 °С) и давление 101325 Па = 1 атм. (760 мм рт. ст.). Стандартным состоянием раствора считается раствор, находящийся в стандартных условиях и имеющий концентрацию растворенного вещества 1 моль/л.

1.2. ФУНКЦИИ СОСТОЯНИЯ СИСТЕМЫ. ПЕРВЫЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ. ВНУТРЕННЯЯ ЭНЕРГИЯ.

От термодинамических переменных параметров состояния зависят различные свойства системы, которые называются функциями состояния. К ним относятся внутренняя энергия (U или Е), энтальпия (H), энтропия (S), свободная энергия [энергия Гиббса (G)] и др. Они зависят от термодинамических параметров, но не зависят от способа, которым это состояние достигнуто.

Каждая система обладает определенным запасом энергии, называемой внутренней энергией. Внутренняя энергия системы (U) представляет собой сумму энергий всех видов движений (поступательного, вращательного, колебательного) частиц системы (молекул, ионов, ядер).

Внутренняя энергия — это полная энергия системы за вычетом потенциальной, обусловленной воздействием на систему внешних силовых полей (в поле тяготения), и кинетической энергией движущейся системы.

Запас внутренней энергии определяется природой вещества, его массой и состоянием системы.

Полную внутреннюю энергию (абсолютное значение внутренней энергии) определить невозможно. Экспериментально можно определить только изменение внутренней энергии при переходе ее из одного состояния в другое:

где U1 и U2 — внутренняя энергия начального (исходного) и конечного состояний, и называется приращением внутренней энергии.

Теплота, подведенная к закрытой системе, расходуется на изменение внутренней энергии системы и совершение работы — формулировка первого закона термодинамики, для процесса, протекающего при постоянном давлении, который является законом сохранения энергии и описывается уравнением:

где Qp — теплота изобарного процесса; ΔU — приращение внутренней энергии; W — работа.

Уравнение (1.2) представляет математическое выражение первого закона термодинамики для процесса, протекающего при постоянном давлении (изобарный процесс).

Впервые понял и доказал эквивалентность понятий теплоты и работы и сформулировал первое начало термодинамики (1842) немецкий врач Р. Майер (1814-1878). В любом процессе изменение внутренней энергии системы равно сумме количества переданной теплоты и совершенной работы.

Вместо суммы в правой части уравнения (1.3) мы видим разность, что является следствием принятой системы знаков. В термодинамике обычно принимается, что теплота, отданная системой в окружающую среду, отрицательна, а полученная системой из окружающей среды — положительна. Для работы приняты противоположные знаки. Работа, совершенная системой над окружающей средой, — положительна, а работа, совершенная со стороны окружающей среды над системой, — отрицательна.

При постоянном давлении меняется объем и становится неизбежной работа расширения (сжатия):

где ΔV = V2 — V1 — приращение объема системы, равное разности объемов в системе.

Подставив в уравнение (1.2) величину работы расширения (сжатия), получим следующее уравнение:

Исходя из уравнения (1.5), энтальпия — это функция состояния системы, приращение которой равно теплоте, полученной системой в изобарном процессе. Энтальпия описывается уравнением:

Абсолютное значение величины энтальпии, как и внутренней энергии, измерить невозможно, поэтому измеряют изменение энтальпии в ходе процесса. Энтальпия отличается от внутренней энергии, на работу расширения рΔV:

При изучении возможности самопроизвольного протекания процесса была выявлена закономерность: система стремится к переходу в состояние с наименьшей энергией (при изобарном процессе). Данную тенденцию называют энтальпийным фактором. Процесс самопроизвольно протекает в сторону выделения теплоты (принцип Бертло), т.е. при значении АЕ и АН реакции меньше нуля (АЕ » соответствует необратимому (реальному) процессу, а знак «=» — обратимому (идеальному). Единицы измерения энтропии [Дж/К].

Основная идея, заложенная во втором начале термодинамики, заключается в неизбежности диссипации энергии в форме теплоты по причине асимметрии переходов теплота работа и работа теплота на молекулярно-кинетическом уровне.

Различные виды энергии стремятся превратиться в теплоту, а теплота стремится рассеяться, т.е. теплоту нельзя полностью превратить в работу — формулировка второго закона термодинамики.

Так была выявлена закономерность: система стремится к переходу из более упорядоченного (менее вероятного) состояния в менее упорядоченное (более вероятное).

Энтропию представляют как меру неупорядоченности системы, а количество переданной системе теплоты оценивают произведением ТΔS и называют энтропийным фактором:

Передача энергии в форме теплоты характеризуется произведением двух факторов: интенсивного — T (зависящего от величины самого

фактора) и экстенсивного ΔS (зависящего от длительности процесса и размеров системы).

Энтропия зависит от агрегатного состояния вещества. При переходе веществ из газообразного состояния в твердое энтропия уменьшается:

При испарении, диффузии, растворении кристаллов, при химических взаимодействиях приводящих к увеличению числа частиц объема, энтропия процесса увеличивается. При плавлении льда энтропия системы увеличивается примерно в 1,5 раза, а при переходе воды в пар — в 4 раза.

Из 7 молекул образуется 12. Энтропия возрастает и способствует самопроизвольному протеканию процесса (ΔS >0).

Переход систем из менее упорядоченного состояния в более упорядоченные (конденсация, сжатие, полимеризация) приводит к уменьшению энтропии (ΔS 0). При других сочетаниях характера изменений функций состояния системы возможность самопроизвольно протекающего процесса определяет либо энтальпийный, либо энтропийный фактор. В качестве критерия самопроизвольности процесса введена новая функция — свободная энергия.

1.4. ЭНЕРГИЯ ГИББСА. ХИМИЧЕСКИЙ ПОТЕНЦИАЛ. ЭКЗЭРГОНИЧЕСКИЕ, ЭНДЭРГОНИЧЕСКИЕ И СОПРЯЖЕННЫЕ РЕАКЦИИ

Свободная энергия (энергия Гиббса) — это функция состояния системы, изменение которой равно полной работе процесса за вычетом работы расширения:

Подставляя выражение (1.7), получаем уравнение Гиббса:

Единицы измерения — кДж/моль. Слагаемое А Н называется энталь-пийньм членом, слагаемое ТΔS — энтропийным членом. В конкретных реакциях возможно любое сочетание знаков для Δ Н и ΔS.

ΔН 0 способствует самопроизвольному протеканию процесса;

Δ Н >0 и ΔS o реакции окисления глюкозы равна -2880 кДж/ моль;

2. Реакции, в результате протекания которых энергия Гиббса возрастает (ΔG >0) и совершается работа над системой, называют эндэр-гоническими.

Например, процесс фотосинтеза:

3. Сопряженные реакции. Первая стадия гликолитического обмена:

Это эндэргоническая реакция, она протекает в живых организмах, так как работает принцип энергетического сопряжения. Она сопряжена с экзэр-гонической реакцией гидролиза АТФ. Суммарно можно записать:

Этот пример сопряжения типичен для многих биологических процессов. Сопряженные реакции — это реакции, в которых экзэргонический характер одной из реакций обеспечивает протекание до конца другой эндэргонической реакции через образование промежуточных соединений.

В нашем примере сопряженная реакция осуществляется в результате образования промежуточного соединения — фосфорной кислоты, которую называют интермедиатом. Если же ΔG = 0, то система находится в состоянии химического равновесия. Направление такой реакции определяется только концентрацией отдельных компонентов. Подобный процесс имеет место при аккумулировании энергии в мышечной ткани.

1.5. ТЕРМОХИМИЯ. ЗАКОНЫ ТЕРМОХИМИИ, ИХ СЛЕДСТВИЯ. ТЕРМОХИМИЧЕСКИЕ РАСЧЕТЫ

Раздел химической термодинамики, изучающий тепловые эффекты реакций, называется термохимией.

Теплота, которая выделяется или поглощается при протекании данной реакции, называется ее тепловым эффектом. Величина теплового эффекта зависит от природы участвующих в реакциях веществ, их количества, условий протекания реакции (Т, р).

Таким образом, при изохорном процессе тепловой эффект реакции равен изменению внутренней энергии системы, а при изобарном — изменению энтальпии системы. В зависимости от теплового эффекта реакции делятся на экзо- и эндотермические.

Экзотермические реакции — реакции, сопровождающиеся выделением теплоты, при этом происходит уменьшение внутренней энергии и энтальпии.

Эндотермические реакции — реакции, сопровождающиеся поглощением тепла, при этом происходит увеличение внутренней энергии и энтальпии. При этом:

Уравнения реакций, для которых указывается их тепловой эффект, называются термохимическими. Тепловой эффект реакции необходимо характеризовать не только величиной, но и знаком. Исторически сложились две системы отсчетов: термохимическая и термодинамическая. В первой из них тепловой эффект экзотермической реакции считается положительным, эндотермической реакции — отрицательным тепловым эффектом. В термодинамике принята обратная система знаков, т.е. теплота, поглощенная системой, считается положительной, так как внутренняя энергия и энтальпия системы увеличиваются, а теплота, отданная системой, — отрицательной, так как внутренняя энергия и энтальпия уменьшаются. Следовательно тепловой эффект эндотермической реакции положителен, а экзотермической — отрицателен. Тепловые эффекты реакций определяют как экспериментально, так и с помощью термохимических расчетов.

Для сравнения тепловых эффектов различных процессов расчеты относят к 1 молю соединения, выражают в кДж/моль, записывают стандартные изменения соответствующих величин с индексом «°» сверху (ΔН°СО2 = -393,5 кДж/моль). То количество теплоты, которое выделяется или поглощается при образовании 1 моля сложного вещества из простых веществ, в термохимии называется теплотой образования данного вещества. Чаще теплота образования обозначается ΔНf (formation — образование). Энтальпия образования СН3ООН есть ΔНf реакции образования 1-го моля СН3ООН из 2 моль Н2, 1 моль О2 и 2 моль графита. Запишем термохимичское уравнение реакции образования воды с термодинамической системой отсчета:

Образование 1 моля Н2О(ж) из простых веществ при стандартных условиях сопровождается изменением энтальпии данной реакции на 286 кДж/моль. Стандартные теплоты образования вещества равны по абсолютной величине и противоположны по знаку изменению стандартной энтальпии образования этого же вещества. Следовательно, эта реакция сопровождается выделением 286 кДж/моль. ΔН — отрицательная величина ( o , S и ΔG°) равны алгебраической сумме функций образования продуктов реакции за вычетом алгебраической суммы образования этих функций исходных веществ с учетом их сте-хиометрических коэффициентов в уравнении реакции.

где n — стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

Для вычисления стандартных энтальпий реакций с участием органических веществ чаще используют значения стандартных энтальпий сгорания:

Пример. В клетках организма протекает реакция окисления глюкозы. Определить тепловой эффект реакции.

Окисление глюкозы протекает через целый ряд стадий, но ее можно представить как реакцию полного окисления:

Реакция окисления глюкозы экзотермическая.

Закон Гесса широко применяется в медицине для определения калорийности продуктов питания. Теплота сгорания пищевых продуктов определяется в калориметрах. Калорийность (теплота сгорания) жира равна 37 600 кДж/1 кг, углеводов (сахар) — 17 400 кДж/1 кг, белков — 16 700 кДж/1 кг. Жиры и углеводы должны давать примерно 12 500 ккал, необходимых человеку ежедневно. В настоящее время теплоты образования известны примерно для 6000 веществ, и это позволяет расчетным путем установить эффект самых разнообразных реакций и установление калорийности основных пищевых продуктов.

1.6. ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОПРОВЕРКИ

ПОДГОТОВЛЕННОСТИ К ЗАНЯТИЯМ И ЭКЗАМЕНАМ

1. Дайте определение понятиям «система», «состояние системы».

2. Классификация систем в зависимости от характера их взаимодействия с окружающей средой.

3. Приведите примеры открытых, закрытых и изолированных систем медико-биологического профиля.

4. Дайте определение стационарного, равновесного и переходного состояний системы. Привести примеры.

5. Изобарные и изохорные процессы.

6. Приведите примеры изобарных, изохорных и изотермических процессов. Какой тип процессов рассматривается в основном в термодинамических моделях живых систем? 0бъясните почему.

7. Дать понятие термодинамических параметров системы.

8. Перечислите основные функции состояния системы. Покажите, что они зависят от термодинамических параметров, но не зависят от способа, которым это состояние достигнуто.

9. Приведите математическое выражение 1-го и 2-го законов термодинамики.

10. Дайте определение понятиям «внутренняя энергия» и «энтальпия».

11. Чем отличается энтальпия от внутренней энергии?

12. Какая функция состояния системы является показателем принципиальной возможности самопроизвольного протекания процесса?

13. Покажите на конкретных примерах применимость первого начала термодинамики к биосистемам.

14. 0бъясните, почему закон Гесса является следствием первого начала термодинамики? Докажите справедливость одного из следствий закона Гесса.

15. Что понимается в термодинамике под стандартными условиями?

16. Дайте определение понятиям «энтропия» и «энергия Гиббса».

17. 0бъясните, почему при приближении значения температуры к абсолютному нулю значение энтропии стремится к нулю?

18. К какому типу: а) открытая; б) закрытая; в) изолированная — относится каждая из перечисленных систем:

1) открытая ампула с плазмой крови;

2) закрытая ампула с плазмой крови;

3) ампула с плазмой крови, помещенная в калориметр;

4) человек в барокамере;

5) космический корабль с космонавтами.

19. Почему кристаллогидраты растворяются с поглощением теплоты, в то время как соответствующие безводные соли — с выделением?

20. Самопроизвольный характер процесса определяется изменением: а) энтальпии; б) энтропии; в) свободной энергии Гиббса; г) температуры. Выбрать правильный ответ и обосновать.

21. Чем объяснить, что величина теплоты образования 1-го моля воды в результате реакции нейтрализации сильной кислоты сильным основанием больше, чем величина теплоты при нейтрализации слабой кислоты сильным основанием?

1.7. ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ

1. Стандартные теплоты образования водородных соединений пниктоге-нов имеют нижеприведенные значения. Какое из этих соединений самое термически неустойчивое?

2. Закон Гесса является следствием из:

а) из 1-го закона термодинамики;

б) 2-го закона термодинамики;

в) 3-го закона термодинамики;

г) 0-го закона термодинамики.

3. Если процессы перехода системы происходят при постоянстве давления системы, то они называются:

4. Ученый, создавший термодинамическую абсолютную шкалу температур:

5. Температура является мерой:

а) полной внутренней энергии поступательного движения молекул;

б) средней потенциальной энергии поступательного движения молекул;

в) средней кинетической энергии поступательного движения молекул;

г) полной кинетической энергии поступательного движения молекул.

6. Мерой неупорядоченности состояния системы служит термодинамическая функция:

в) внутренняя энергия;

7. Термодинамическая система является открытой, если она обменивается с окружающей средой:

в) веществом и энергией;

г) ни веществом, ни энергией не обменивается.

8. По международной системе СИ в джоулях (Дж) измеряется:

г) работа, энтальпия, энергия Гиббса.

9. Условием самопроизвольного протекания процесса реакции является:

vmede.org

Смотрите так же:

  • Правила провоза оружия в поезде О правилах пассажирских перевозок во внутригосударственном сообщении В поездах АО "ФПК" пассажирам разрешается провозить следующие предметы, размер которых по сумме трех измерений превышает 180 см: а) сноуборды, лыжи и палки к ним, которые размещаются на местах для ручной клади или […]
  • Государственная пошлина за паспорт гражданина рф Оплата госпошлин Реквизиты по оплате госпошлин по линии Управления по вопросам миграции по НСО (УВМ ГУ МВД России по Новосибирской области) Получатель: УФК по НСО (ГУ МВД России по Новосибирской области) ИНН: 540 601 2253 КПП: 540 601 001 Банк Сибирское ГУ Банка России г.Новосибирск Р/с […]
  • Бланк купли продажи мотоцикла 2018 Перед тем как покупать автомобиль рекомендуем внимательно изучить образец договора купли продажи автомобиля, чтобы избежать типичных ошибок при заполнении. Договор заполняется черной или синей ручкой, понятным и разборчивым почерком, без помарок и исправлений. Скачать образец договора […]
  • Как считать дни пребывания в россии Что такое ограничение на пребывание в РФ «90 из 180» В январе 2014 года вступили в силу поправки в законодательство, которые ограничивают право на пребывание в России для иностранных граждан с безвизовым режимом въезда в РФ. В соответствии с этими поправками, иностранный гражданин имеет […]
  • Увольнение по сокращению штатов трудовой кодекс Статья 180. Гарантии и компенсации работникам при ликвидации организации, сокращении численности или штата работников организации СТ 180 ТК РФ. При проведении мероприятий по сокращению численности или штата работников организации работодатель обязан предложить работнику другую имеющуюся […]
  • Время пребывания по мультивизе Страховка онлайн Для правильного подсчета дней в шенгенской мультивизе можно использовать калькулятор пребывания в Шенгене (short-stay calculator) на сайте МВД ЕС. Для чего нужен калькулятор дней Не участвуют в расчетах поездки, осуществленные в рамках действия долгосрочных виз […]
  • Приказ минэкономразвития 180 от 14052010 Приказ Министерства экономического развития Российской Федерации (Минэкономразвития России) от 14 мая 2010 г. N 180 г. Москва "Об установлении порядка предоставления сведений, содержащихся в Едином государственном реестре прав на недвижимое имущество и сделок с ним" Изменения и […]
  • Сроки пребывания в стране Сроки пребывания в странах Шенгенской зоны по туристической визе сокращаются вдвое 20 июня 2013 года Совет Европы одобрил Регламент № 610/2013 , вносящий изменения в Регламент № 562/2006 о правилах въезда в страны Шенгенской зоны. Документ подписали все государства Шенгенского […]