Закон Гесса. Применение первого начала термодинамики к биосистемам. — Элементы химической термодинамики и кинетики | iFREEstore

Закон Гесса. Применение первого начала термодинамики к биосистемам.

В химической термодинамике первый закон трансформируется в закон Гесса, характеризующий тепловые эффекты химических реакций. Теплота, как и работа, не является функцией состояния. Поэтому для придания тепловому эффекту свойства функции состояния введена энтальпия (ΔH), направленное изменение которой составляет ΔH = ΔU+PΔV при постоянном давлении. Отметим при этом, что PΔV = A – работе расширения, а ΔH = –Q (с обратным знаком). Энтальпию характеризуют теплосодержанием системы так, что экзотермическая реакция понижает ΔH. Обратите внимание, что выделению теплоты в химической реакции (экзотермической) соответствует ΔH < 0, а поглощению (эндотермической) ΔH > 0. В старой химической литературе была принята противоположная система знаков (!) (Q > 0 для экзотермических реакций и Q < 0 для эндотермических).

Изменение энтальпии (тепловой эффект) не зависит от пути реакции, а определяется только свойствами реагентов и продуктов (закон Гесса, 1836)

Покажем это на следующем примере:

C (графит) + O2(г.) = CO2(г.) ΔH1 = –393,5 кДж

С (графит) + 1/2 O2(г.) = CO(г.) ΔH2 = –110,5 кДж

СО(г.) + 1/2 O2(г.) = СО2(г.) ΔH3 = –283,0 кДж

Здесь энтальпия образования CO2 не зависит от того, протекает ли реакция в одну стадию или в две, с промежуточным образованием CO (ΔH1 = DH2 + DH3). Или иными словами сумма энтальпий химических реакций в цикле равна нулю:

rot

где i – число реакций в замкнутом цикле.

В любом процессе, когда конечное и начальное состояния веществ одинаковы, сумма всех теплот реакции равна нулю.

Например, мы имеем последовательность из нескольких химических процессов, приводящих в конце к исходному веществу и характеризующихся каждый своей энтальпией, т.е.

то, согласно закону Гесса,

ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 + ΔH4 = 0

Результирующий тепловой эффект равен нулю потому, что на одних стадиях тепло выделяется, на других – поглощается, что приводит к взаимной компенсации.

Закон Гесса позволяет вычислить тепловые эффекты тех реакций, для которых прямое измерение невозможно. Например, рассмотрим реакцию:

H2(г.) + O2(г.) = H2O2(ж.) ΔH1 = ?

Экспериментально легко измерить следующие тепловые эффекты:

H2(г.) + 1/2O2(г.) = H2O(ж.) ΔH2 = –285,8 кДж

H2O2(ж.) = H2O(ж.) + 1/2O2(г.) ΔH3 = –98,2 кДж

Пользуясь этими значениями, можно получить:

ΔH1 = ΔH2 – ΔH3 = –285,8 + 98,2 = –187,6 (кДж/моль).

Таким образом, достаточно измерить тепловые эффекты ограниченного числа реакций, чтобы затем теоретически вычислить тепловой эффект любой реакции. На практике табулированы стандартные энтальпии образования ΔHf°298, измеренные при Т=298,15 К (25°C) и давлении p = 101,325 кПа (1 атм), т.е. при стандартных условиях. (Не путать стандартные условия с нормальными!)

Стандартная энтальпия образования ΔHf° – это изменение энтальпии в ходе реакции образования 1 моля вещества из простых веществ:

Ca (тв.) + C (графит) + 3/2O2 (г.) = CaCO3 (тв.) ΔH°298=–1207 кДж/моль.

Обратите внимание, что в термохимическом уравнении указываются агрегатные состояния веществ. Это очень важно, т.к. переходы между агрегатными состояниями (фазовые переходы) сопровождаются выделением или поглощением тепла:

H2 (г.) + 1/2O2 (г.) = H2O (ж.) ΔH°298 = –285,8 кДж/моль,

H2 (г.) + 1/2O2 (г.) = H2O (г.) ΔH°298 = –241,8 кДж/моль.

H2O (г.) = H2O (ж.) ΔH°298 = –44,0 кДж/моль.

Стандартные энтальпии образования простых веществ приняты равными нулю. Если простое вещество может существовать в виде нескольких аллотропных модификаций, то ΔH° = 0 приписывается самой устойчивой при стандартных условиях форме, например, кислороду, а не озону, графиту, а не алмазу:

3/2O2 (г.) = O3 (г.) ΔH°298 = 142 кДж/моль,

C (графит) = C (алмаз) DH°298 = 1,90 кДж/моль.

Следствием закона Гесса с учетом изложенного тогда изменение энтальпии в ходе реакции, будет равно сумме энтальпий образования продуктов за вычетом суммы энтальпий образования реагентов с учетом стехиометрических коэффициентов реакции:

ΔH(реакции) = SΔHf(продуктов) – SΔHf(реагентов) (7.5)

Вычислим стандартную энтальпию реакции:

4Al (тв.) + 3PbO2 (тв.) = 2Al2O3 (тв.) + 3Pb (тв.) (a)

Стандартные энтальпии образования найдем по справочным данным:

2Al (тв.) + 3/2O2 (г.) = Al2O3(тв.) ΔH°298 = –1669,8 кДж/моль, (b)

Pb (тв.) + O2 (г.) = PbO2 (тв.) ΔH°298 = –276,6 кДж/моль. (c)

С термохимическими уравнениями можно обращаться так же, как и с алгебраическими: умножать на число, складывать, вычитать, переносить слагаемые из одной части в другую.

4Al (тв.) + 3O2 (г.) + 3Pb (тв.) + 3O2 (г.) = 2Al2O3 (тв.) + 3PbO2 (тв.)

ΔH°298(a) = 2×ΔH°298(b) – 3×ΔH°298(c)

4Al (тв.) + 3PbO2 (тв.) = 2Al2O3 (тв.) + 3Pb (тв.)

ΔH°298(a) = 2×(–1669,8)–3×(–276,6) = –2509,8 кДж.

Обратите внимание, что свободный кислород, не участвующий в реакции, сократился при преобразованиях. На самом деле нет необходимости записывать расчеты так подробно. Если стехиометрические коэффициенты подобраны правильно, то баланс по всем веществам обязательно сойдется. Более кратко расчет ΔH реакции записывают так:

4Al(тв.) + 3PbO2(тв.) = 2Al2O3(тв.) + 3Pb(тв.)

ΔHf°298 0 3×(–276,6) 2×(–1669,8) 0

ΔH°298 = 2×(–1669,8)–3×(–276,6) = –2509,8 кДж.

Закон Гесса – энергия не создаётся и не уничтожается, а лишь переходит из одного вида энергии в другой.

Следствия из закона Гесса

1) Тепловой эффект кругового процесса равен нулю. Круговой процесс - система, выйдя из начального состояния, в него же и возвращается.

ΔH1 + ΔH2 - ΔH3 = 0 Отсюда же вытекает и закон Лавуазье-Лапласа.

2) Тепловой эффект реакции равен сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования начальных (исходных) веществ.

3) Тепловой эффект реакции равен сумме теплот сгорания исходных веществ за вычетом суммы теплот сгорания конечных продуктов.

Термохимические процессы:

Экзотермические – реакции, при протекании которых происходит уменьшение энтальпии системы (ΔН < 0) и во внешнюю среду выделяется теплота

Эндотермические – реакции, в результате которых энтальпия возрастает (ΔН > 0) и система поглощает теплоту Q извне.

-ΔE = -Q – W – в биологических системах, т.к работа совершается системой за счёт убыли внутренней энергии, теплота отдаётся во внешнюю среду.

← Предыдущая
Страница 1
Следующая →

Файл

zanyatie_2.docx

zanyatie_2.docx
Размер: 82 Кб

.

Пожаловаться на материал

Термодинамические системы: определение, классификация систем (изолированные, закрытые, открытые) и процессов (изотермические, изобарные, изохорные). Стандартное состояние.

У нас самая большая информационная база в рунете, поэтому Вы всегда можете найти походите запросы

Искать ещё по теме...

Эта тема принадлежит разделу:

Элементы химической термодинамики и кинетики

Термодинамические системы: определение, классификация систем (изолированные, закрытые, открытые) и процессов (изотермические, изобарные, изохорные). Стандартное состояние.

К данному материалу относятся разделы:

Основные понятия термодинамики: внутренняя энергия, работа, теплота

Первое начало термодинамики. Энтальпия. Стандартная энтальпия образования вещества. Стандартная энтальпия сгорания вещества. Стандартная энтальпия реакции.

Закон Гесса. Применение первого начала термодинамики к биосистемам.

Второе начало термодинамики. Энтропия. Энергия Гиббса. Прогнозирование направления самопроизвольно протекающих процессов в изолированной и закрытой системах.

Примеры экзергонических и эндергонических процессов, протекающих в организме. Принцип энергетического сопряжения

Классификация реакций, применяющихся в кинетике: гомогенные, гетерогенные, микрогетерогенные; простые и сложные (параллельные, последовательные, сопряженные, цепные)

Зависимость скорости реакции от концентрации. Молекулярность элементарного акта реакции. Порядок реакции. Кинетические уравнения реакций первого и нулевого порядков. Период полупревращения.

Зависимость скорости реакции от температуры. Температурный коэффициент скорости реакции и его особенности для биохимических процессов. Энергия активации.

Катализ гомогенный и гетерогенный. Ферментативный катализ. Уравнение Михаэлиса-Ментен.

Химическое равновесие. Обратимые и необратимые реакции.

Похожие материалы:

Оценка качества вскрытия продуктивных пластов методом прямых керновых испытаний

Курсовая работа. по дисциплине «Техника и технология строительства скважин». Лигносульфонатные реагенты. Общие требования организации работ. Промыслово-геологические задачи бурения. Основы управления информативностью геофизических исследований в скважинах. Расчеты показателей качества вскрытия продуктивного пласта на буровом растворе. Технологические факторы управления продуктивностью скважины.

Патология щитовидной железы. Задачи с ответами

Ответы на задачи по патологии щитовидной железы. Предварительный диагноз. План обследования. Лечение. Основные методы лечения.

Основные фундаментальные постоянные астрономии и геодезии и методы их определения

Одним из важнейших результатов, получаемых методами космической геодезии, является уточнение фундаментальных геодезических постоянных.

Жалпы медицина мамандығы бойынша қорытынды (мемлекеттік) аттестацияға арналған интегрирленген тестілік емтиханға тестілер

Термическая обработка, стерилизация, пути тепловой обработки. Семинар

Наиболее распространенный метод стерилизации аппаратов и трубопроводов - тепловая обработка насыщенным водяным паром. При тепловом методе обработки насыщенным водяным паром Стерилизующая фильтрация. Термическая стерилизация предметов