Презентация на тему Предмет термодинамики

частиц, из которых состоит тело. Тепловая энергия — это суммарная

кинетическая энергия структурных элементов вещества.

ПРЕДМЕТ ТЕРМОДИНАМИКИ

обратно.
Превращение механической энергии в тепловую и обратно совершается

всегда в строго эквивалентных количествах.

ПРЕДМЕТ ТЕРМОДИНАМИКИ

В этом и состоит суть первого начала термодинамики.

форм энергии.
Термодинамика изучает:
1) переходы энергии из одной формы

в другую, от одной части системы к другой;
2) энергетические эффекты, сопровождающие различные процессы, их зависимость от условия протекания процессов;
3) возможность, направление и пределы протекания самопроизвольного течения самих процессов.

энергии, связанные с переходом энергии в форме теплоты и работы.

Термодинамика позволяет:
1) рассчитать тепловые эффекты различных процессов;
2) предсказывать, возможен ли процесс;
3) указывать, в каких условиях он будет протекать;
4) рассматривать условия химических и фазовых равновесий;
5) сформировать представление о энергетическом балансе организма

изучающий биосистемы.
Биоэнергетика — раздел биохимии, изучающий энергетические процессы в клетке.

химических процессов.
Изобарные процессы – проходят при постоянном давлении (p=const).
Изохорными

называют процессы проходящие при постоянном объеме (V=const).
Изотермические процессы характеризутся постоянной температурой (T=const).

от окружающей среды.
Окружающая среда — остальная часть пространства. Изолированная

система не обменивается с окружающей средой ни массой, ни энергией.
Закрытая система — обменивается со средой лишь энергией,
Открытая система — обменивается с  окружающей средой и массой, и энергией.
Гомогенная система - все её компоненты находятся в одной фазе и нет поверхностей раздела,
Гетерогенная система - состоит из нескольких фаз.
Фаза — часть системы с одинаковыми химическими и термодинамическими свойствами, отделённая поверхностью раздела.
Энергия — количественная мера определённого вида движения материи.

параметры, то в ней происходит термодинамический процесс.

Термодинамические функции состояния

–
функции, зависящие от состояния системы, а не от пути и способа, которым это состояние достигнуто. Это:
внутренняя энергия (U),
энтальпия (Н),
энтропия (S)
свободная энергия Гиббса (G)
свободная энергия Гельмгольца (F)

находится в тепловом равновесии с некоторой третьей, то они

находятся в тепловом равновесии друг с другом.

сохранения энергии. Впервые он был сформулирован Ломоносовым (1744г.) затем

подтвержден работами Гесса (1836 г.), Джоуля (1840 г.), Гельмгольца (1847 г.). Формулировки 1-го закон термодинамики: I. Энергия не возникает и не исчезает, а переходит из одной формы в другую, количественно не изменяясь.

первого рода, т.е. осуществлять работу, не затрачивая энергии.
Индийский

или арабский вечный двигатель с небольшими косо закреплёнными сосудами, частично наполненными ртутью

Конструкция вечного двигателя, основанного на законе Архимеда

расходуется на изменения внутренней энергии системы и совершение работы. Q=∆U+A где

Q – количество теплоты, ∆U – изменение внутренней энергии системы, A – работа.
Внутренняя энергия U – это полная энергия системы, которая состоит из энергии движения молекул, атомов, энергии связей и др.

1-й закон термодинамики

система получает извне, за исключением работы, которую совершила

система против внешних сил. Это еще одна формулировка I-го закона термодинамики.

1-й закон термодинамики

и Qv=U2- U1

= ∆U
Для изобарного: Qp = ∆U + р∆V
или Qp = (U2 - U1) + p(V2 - V1)
или Qp = (U2 + pV2) - (U 1 + pV1) U + pV = H (энтальпия)
таким образом Qp = H2 - H1 = ∆H теплосодержание системы
+∆H - соответствует поглощению теплоты системой -∆H – выделение теплоты системой

1-й закон термодинамики

химической реакции - это количество теплоты, которая поглощается или

выделяется во время реакции, отнесенное к числу молей. Стандартным тепловым эффектом реакции ∆НО называется такой эффект, который возникает в стандартных условиях
р=101,3 кПа, Т=298К, (х) = моль. Теплотой образования вещества является тепловой эффект реакции образования одного моля сложного вещества из простых: Н2г + ½ О2г= Н2Ож

моля вещества с кислородом с образованием высших устойчивых оксидов: Сграф.

+ О2г = СО2г В 1780 г. был сформулирован закон Лавуазье-Лапласа: Тепловой эффект разложения сложного соединения на простые численно равен тепловому эффекту образования этого вещества из простых веществ с противоположным законом. Сат + ½О2 = СаОт + Q1 СаОт = Сат + ½О2г – Q2 Q1 = -Q2 = 635кДж/моль

Природа теплового эффекта химических реакций. Термохимические уравнения.

закон постоянства суммы тепла: Тепловой эффект реакции не зависит от

пути перехода реакции, а определяется только начальным и конечным состоянием системы. Например: PbSO4 можно получить разными путями: 1. Pb + S + 2O2 = PbSO4 + 919 кДж/моль 2. Pb + S = PbS + 94.3 кДж/моль PbS + 2O2 = PbSO4 + 825.4 кДж/моль 919 кДж/моль 3: Pb + 1/2O2 = PbO + 218,3 кДж/моль S + 3/2O2 = SO3 + 396,9 кДж/моль PbO + SO3 = PbSO4 + 305,5 кДж/моль 919,7 кДж/моль.

следствия из закона Гесса. I-е следствие: тепловой эффект реакции равен

разности между суммой теплот образования продуктов реакции и суммой теплот образования исходных веществ, взятых с соответствующими стехиометрическими коэффициентами.
ΔHреакции = Σnі ΔHoобр. прод. – Σnі ΔHoобр. исх. вещ.

разности между суммой теплот сгорания исходных веществ и суммой

теплот сгорания продуктов реакции, взятых с учётом стехиометрических коэффициентов реакции: ΔHреакции = Σnı ΔHoсгор - Σnі ΔHoсгор исх.в прод.р. Например для реакции: nА + mВ = gС + рD ΔH = (gΔH ообр С+ рΔHо обрD) - (nΔH ообр А+ mΔHо обрВ) ΔH = (nΔH осгор А+ mΔHо сгорВ) - (gΔH осгор С+ рΔHо сгорD)

равен тепловому эффекту обратной реакции с противоположным знаком:

ΔHпр = - ΔHобр В термохимических уравнениях обозначают агрегатное состояние вещества: Н2 г , О2 г Н2 О ж, Ст

В приложении к живому организму закон сохранения энергии можно

сформулировать так : Количество теплоты, которое выделяется в организме при усвоении пищи используется на компенсацию затраты теплоты в окружающую среду и на совершаемую организмом работу А. т. е. Q = q + A

климата в среднем равна 7100 кДж в сутки.

Если при этом добавить работу А=2500-3340 кДж эквивалентное совершенной организмом механической работе, получим суточную затрату энергии порядка 9600-10450 кДж. Если совершается физическая работа, затрата энергии увеличивается до 25000 кДж в сутки. Эта затрата энергии должна восполняться с помощью пищевых продуктов.

Исследование термохимических расчетов для энергетической характеристики биохимических процессов

кДж/г, 18 кДж/г, 22 кДж/г соответственно. Несмотря на разный

механизм термохимических и биохимических реакций, образуются одинаковые количества продуктов: СО2 и Н2О.

Исследование термохимических расчетов для энергетической характеристики биохимических процессов

собой переходить от холодного тепла к горячему,

не оставляя изменений в окружающей среде; 2) теплоту нельзя полностью превратить в работу Второе начало термодинамики устанавливает границы превращения теплоты в работу.

Обратим только идеальный процесс. В реальных необратимых системах только часть

энергии превращается в полезную работу, другая часть является связанной, «обесцененной». Для характеристики этой связанной энергии Клаузиус ввел новую функцию состояния, именуемую энтропией «S». Энтропией называется количественная мера внутренней неупорядоченности произвольного состояния макротела.

с термодинамической вероятностью реализации данного состояния системы уравнением Больцмана:

∆S=K lnW K – константа Больцмана, W – термодинамическая вероятность или число возможных микросостояний.

2-й закон термодинамики

Энтропия измеряется в кДж/мольК или энтропийных единицах
э. е. = 1 Дж/мольК

ее энтропия.
Самопроизвольно идущие процессы идут с возрастанием энтропии.

Несамопроизвольные процессы – кристаллизация; конденсация – с уменьшением энтропии.

const, ∆S = 0; Энтропия связана с тепловой характеристикой системы

соотношением:

2-й закон термодинамики

- связанной энергией. Абсолютное значение энтропии можно вычислить,

исходя из постулата Планка, являющегося III законом термодинамики. Энтропия индивидуального кристаллического вещества при абсолютном нуле равна нулю –
S0 = 0. Для него W=1, тогда S=K ln1=0 Это наиболее упорядоченная система.

3-й закон термодинамики

энтропии, необходимое для формирования живого организма и поддержания его

жизни, всегда положительно. Энтропия зависит от ряда факторов: - агрегатного состояния: Sг>Sж>Sт - массы частиц: больше масса – больше S - твердости: Sаморфн > Sкрист - степени дисперсности: чем больше степень дисперсности тем больше S. - плотности: чем больше плотность – тем меньше S.

- чем сложнее химический состав, тем больше S. -

чем больше температура, тем больше S. - чем больше давление, тем меньше S. Изменение энтропии ∆S находят по ее стандартным значениям ∆Sо исходя из следствий закона Гесса:

реакции могут влиять два фактора: энтальпийный ∆Н и энтропийный

∆S. Они имеют противоположный характер и суммарный эффект их действия описывается уравнением Гиббса: ∆G=∆H-T∆S ∆G– Энергия Гиббса в Дж.моль ∆H – максимальная энергия, кот., выделяется или поглощается при хим. реакции T∆S – связанная энергия, которая не может быть превращена в работу.
Если ∆G < 0 – процесс самопроизвольный ∆G > 0 – процесс невозможен; обратный процесс идет самопроизвольно ∆G = 0 – система находится в состоянии химического равновесия. Изменение ∆G можно вычислить по закону Гесса:

ΔF°=∆U°-T∆S°

из  организма, равна теплоте, найденной путём подсчёта по окислению веществ,

т.е. I закон применим к жизненным процессам.
Долгое время считалось, что II закон термодинамики неприменим к живым системам. Необходимо учитывать:
Биологические системы обмениваются со средой энергией и массой.
Процессы в живых организмах в конечном счёте необратимы.
Живые системы не находятся в равновесном состоянии.
Все биологические системы гетерогенны, многофазны.
В живом организме (открытая система) вместо термодинамического равновесия наступает стационарное состояние, которое характеризуется не равенством прямого и обратного процессов, а постоянством скорости химических изменений и отводом метаболитов.