(термодинамика, кинетика)
После изучения темы студент должен
– знать: основные понятия термодинамики; основные законы термодинамики; применение первого начала термодинамики к биосистемам; химическую кинетику как основу для изучения скоростей и механизмов биохимических процессов; скорость реакции, средняя скорость реакции в интервале, истинная скорость; кинетические уравнения; порядок реакции; период полупревращения; гомогенный и гетерогенный катализ; особенности каталитической активности ферментов;
– уметь: рассчитывать энтальпию, энтропию и энергию Гиббса образования и сгорания реакции согласно следствиям закона Гесса; определять тип химической реакции по значению энтальпии реакции; определять самопроизвольность протекания химического процесса; рассчитывать скорость протекания реакции; рассчитывать период полупревращения вещества; определять вид катализа (гомогенный, гетерогенный);
– владеть: навыками самостоятельной работы с литературой по химии.
Энергия расширенной системы, или внутреннее теплосодержание системы называется энтальпией (Н).
Для экзотермических реакций Q > 0, Δ H < 0
Для эндотермических реакций Q < 0, Δ H > 0.
При исследовании тепловых эффектов разных реакций выведен ряд закономерностей: тепло, выделяющееся при образовании сложного вещества из простых, равно теплу, поглощаемому при разложении такого же его количества на составные части.
Изменение энтальпии в ходе химической реакции (тепловой эффект химической реакции) равно алгебраической сумме энтальпий образования стехиометрического количества продуктов за вычетом алгебраической суммы энтальпий образования стехиометрического количества реагентов:
D Н ° р-ции = S n i × Н ° f прод. р-ции – S n i × Н ° f исх. в-в
где n i – стехиометрический коэффициент в уравнении реакции.
Если известны не энтальпии образования, а энтальпии сгорания (только для органических веществ), то изменение энтальпии в ходе химической реакции (тепловой эффект химической реакции) равно алгебраической сумме энтальпий сгорания стехиометрического количества реагентов за вычетом алгебраической суммы энтальпий сгорания стехиометрического количества продуктов.
D Н ° р-ции = S n i × Н ° сг исх. в-в – S n i × Н ° сг прод. р-ции
где n i – стехиометрический коэффициент в уравнении реакции
В целях сопоставления и использования для расчетов по закону Гесса, теплоты химических соединений рассчитаны для стандартных условий: Р = 1 атм (101300 Па); Т = 298 К (25 °С) и сведены в таблицы стандартных величин (ΔН°сгор или ΔН°обр) (стандартные теплоты).
Возможность самопроизвольного протекания процесса характеризуется энтропией (S).
Энтропия – функция состояния термодинамической системы.
Наиболее вероятным состоянием, достижимым для системы, является такое, в котором события, происходящие в системе одновременно, статистически взаимно компенсируются.
В связи с этим, введена ещё одна функция (ΔG) – изобарно-изотермический потенциал (энергия Гиббса) или свободная энергия Гиббса:
Δ G = Δ H – T × Δ S
где Δ H – изменение энтальпии, кДж/моль,
Δ S – изменение энтропии, Дж/(моль×К),
Т – абсолютная температура, К.
Если Δ G < 0, процесс протекает самопроизвольно, если Δ G > 0, то процесс невозможен.
Реакция протекает самопроизвольно (Δ G < 0), если энтальпийный фактор Δ H < 0, т.е. реакция экзотермическая, или Δ Н > 0, но по абсолютной величине меньше произведения T ·Δ S (энтропийного фактора). Значение T ·Δ S резко возрастает при высокой температуре и определяет направленность процесса. Этим объясняется изменение направленности некоторых реакций с повышением температуры.
Энтропия и энергия Гиббса реакции рассчитываются аналогично энтальпии образования:
D S ° р-ции = S n i × S ° прод. р-ции – S n i × S ° исх. в-в
где n i – стехиометрический коэффициент в уравнении реакции.
D G ° р-ции = S n i × G ° прод. р-ции – S n i × G ° исх. в-в
где n i – стехиометрический коэффициент в уравнении реакции.
Энергия Гиббса и энтальпия простых веществ, при стандартных условиях, равна 0.
