Химическая термодинамика. Тепловые эффекты химических реакций. Направление биохимических процессов, страница 2

- выполнять термодинамические расчеты важнейших термодинами­ческих функций: ΔH, ΔS, ΔG;

- оценивать возможность самопроизвольного протекания процес­сов;

- рассчитывать константы химического равновесия: К_с, К_р, К_а, К_в, К_гидр;

- рассчитывать исходные и равновесные концентрации реагирую­щих веществ.

ПЕРВЫЙ  ЗАКОН  ТЕРМОДИНАМИКИ

Т Е Р М О Х И М И Я

Математические формулировки          Частные случаи I-го закона

I-го закона

1. Для изолированных систем:                        1. Процесс протекает при

Δ u = Q                      (1)                                    T, V = const

где u - внутренняя энергия,                                              Q_V = Δu                                                                                           (4)

кДж - функция состояния                                2. Процесс протекает при

моль                                                                              T,p = const

2. Для закрытых систем:                                                Q_p = ΔH                                                                                           (5)

Δu = Q - pΔV - A`                 (2)                       Н - энтальпия, кДж/моль

Q - теплота, кДж/моль                                               функция состояния

pΔV - работа расширения                                    Физический смысл энтальпии:

А` - полезная работа, кДж/моль                         а) внутренняя энергия рас-

                                                             ширенной системы

функции процесса                         б) теплосодержание

3. Для открытых систем:                                    в) ΔН - тепловой эффект

Δu = Q - pΔV - A` + μΔn    (3)                             изобарно-изотермической

m - химический потенциал                                     реакции

Δn - количество вещества, вво­димого

        в систему

           Термохимия

Δ_гН - теплота реакции                                             aA + bB → cC + dD

Δ_гН^о₂₉₈ - стандартная теплота ре-                          Δ_гН = (сΔ_fH_(C) + dΔ_fH_(D) -

акции                                                          - (aΔ_fH_(A) + bΔ_fH_(B))           (6)

Δ_fH^o₂₉₈ - стандартная теплота об-

разования химического                          Δ_гB = (aΔ~H_(A) + bΔ~H_(B)) -

соединения                                              - (cΔ~H_(C) + dΔ~H_(D))

Δ~Ho298 - стандартная теплота сго­рания

ВТОРОЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ                                ХИМИЧЕСКОЕ   РАВНОВЕСИЕ

Математические формулировки              Свободная энергия Гиббса

        II закона

1.  Неравенство Клаузиуса

                            Q

                ΔS  ≥                     (1)                    Δ_гG     - свободная энергия хими-

 T                                                      ческой реакции

S - энтропия, Дж/моль^.К                             Δ_fG - свободная энергия образо-

S^o₂₉₈ - стандартная энтропия                                  вания химических веществ,

                кДж/моль

2. Формула Больцмана                                Δ_fG^o₂₉₈ - стандартная свобод-

S = klnW            (2)                                    ная энергия образования,

                    кДж/моль

3. Расчет энтропийного фактора

химической реакции:                             Вычисления Δ_гG химических ре-

аА + bB 6 cC + dD                               акций:

Δ_гS = (cS_(C) + dS_(D)) -                             1) Δ_гG = Δ_гH - T Δ_гS

- (aS_(A) + bS_(B))                                      2) Для условной реакции:

             Δ_гG = cΔ_fG_(C) + dΔ_fG_(D)-

       - aΔfG_(A) - bΔ_fG_(B)

             3) Для реакций в растворе:

                                                  C^c_C^.C^d_D

             Δ_гG = Δ_гG^o + RTln  ^.

                    C^a_A^.C^b_B

                           Характеристики химического равновесия

С^сС ^. C^dD    

Кс =                     ;        ΔGo = -RT ln K

C^aA ^. C^bB

Частные случаи констант равновесия:

1) Константа диссоциации: СН₃СООН ↔  Н⁺ + СН₃СОО^-

           С(Н⁺) ^. С(СН₃СОО^-)

К_а =

         С(СН₃СООН)

2) Константа диссоциации: NH₄ОН ↔ NH₄⁺ +  OH^-

            С(NH₄⁺) ^. С(ОН^-)

К_в =

           C(NH₄ОН)

3) Константы гидролиза солей:

NH₄CI + H₂O ↔ NH₄OH + HCI

           С(NH₄OH) ^. С(H⁺)              Кw

                                  К_гидр. =                                      =

             С(NH₄⁺)                     Kb

CH₃СООNa + H₂О ↔ СН₃СООН + NaOH