🗊Презентация Химическая термодинамика

ХИМИЯ Розенблюм Людмила Васильевна ст. преподаватель

Литература 1. Попков В.А., Пузаков С.А. Общая химия: Учебник. - М.: ГЭОТАР-Медиа, 2007. -976 с. 2.Пузаков С.А. Сборник задач и упражнений по общей химии: Учеб. пособие/ С.А.Пузаков, В.А. Попков, А.А. Филиппова.- 2-е изд. испр. и доп. - М.: Высшая школа, 2007. -255 с. 3.Литвинова Т.Н. Сборник задач по общей химии: Учеб. пособие для студентов мед. вузов. - 3-е изд., перераб./- М.:ООО "Изд-во ОНИКС", 2007. - 244 с. 4. Шеина О.А., Вервекина Н.В. Задачи и упражнения по общей и биоорганической химии: Учеб. пособие/ Тамбов: Издательский дом ТГУ им. Г.Р. Державина, 2008. - 39 с.

5.Биоорганическая химия. Учебник. (Тюкавкина Н.А., Бауков Ю.И.). 7 изд., Дрофа. 2008 – 543 с. 5.Биоорганическая химия. Учебник. (Тюкавкина Н.А., Бауков Ю.И.). 7 изд., Дрофа. 2008 – 543 с. 6.Руководство к лабораторным занятиям по биоорганической химии, под ред. Н.А. Тюкавкиной, Дрофа, 2009 г.,5 изд.–318с. 7.Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебник для медицинских вузов. (Ю.А.Ершов, В.А.Попков, А.С.Берлянд и др. Ред.Ю.А.Ершов), 8 изд., 560 с.- М,:Высш.шк.,2010 г. 8.Биофизическая и бионеорганическая химия (А.С. Ленский, И.Ю.Белавин, С.Ю.Быликин), М, МИА, 2008, - 416 с.

Интернет-источники http://www.chem.msu.su http://www.xumuk.ru/ http://www.alhimik.ru/ http://www.chemlib.ru http://alhimikov.net/ http://chemistry.narod.ru/ http://www.chemport.ru/

Значение химии в медицине 1.78 химических элементов входят в состав живых организмов. 2.44 элемента входят в состав лекарственных препаратов. 3.Изотопы 38 элементов используются в диагностике и радиотерапии различных заболеваний. 4.Более 70 элементов входят в состав материалов, применяемых для изготовления медицинской аппаратуры, приборов, инструментов, перевязочных средств, искусственной крови, различных протезов, зуботехнических материалов и др. 5. В организме человека реализуется около 100 тысяч химических превращений. 6. Живая клетка функционирует по строгим законам химии. 7. Более 75 % лекарственных средств производит химико-фармацевтическая промышленность.

Задача, стоящая перед медиками в ближайшее время, предупреждать, а не лечить болезни. Задача, стоящая перед медиками в ближайшее время, предупреждать, а не лечить болезни. Чтобы стать высококвалифицированным специалистом нужно помнить высказывание М.В. Ломоносова: «…Медик без довольного познания химии совершенен быть не может… От одной химии уповать можно на исправление недостатков лечебной науки»

ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

Термодинамика – наука, изучающая общие законы взаимного превращения одной формы энергии в другую. Термодинамика – наука, изучающая общие законы взаимного превращения одной формы энергии в другую. Система – это совокупность материальных объектов (тел), ограниченных каким-либо образом от окружающей среды Элементы системы – части, обладающие определенными свойствами.

Термодинамический процесс Термодинамический процесс – изменение параметров термодинамической системы.

Энергия системы (W) - совокупность двух частей: зависящей от движения и положения системы как целого (Wц) и не зависящей от этих факторов (U) Энергия системы (W) - совокупность двух частей: зависящей от движения и положения системы как целого (Wц) и не зависящей от этих факторов (U) W=Wц+ U U - внутренняя энергия системы

Внутренняя энергия разделяется на свободную энергию и связанную энергию: Внутренняя энергия разделяется на свободную энергию и связанную энергию: U = G + Wсв Свободная энергия (G) – та часть внутренней энергии, которая может быть использована для совершения работы Связанная энергия (Wсв) – та часть энергии, которую нельзя превратить в работу

При сообщении термодинамической системе некоторого количества теплоты Q в общем случае происходит изменение внутренней энергии системы ΔU и система совершает работу А: При сообщении термодинамической системе некоторого количества теплоты Q в общем случае происходит изменение внутренней энергии системы ΔU и система совершает работу А: Q = ΔU + A

Энергия расширенной системы, или внутреннее теплосодержание системы называется энтальпией (Н). Энергия расширенной системы, или внутреннее теплосодержание системы называется энтальпией (Н). Для экзотермических реакций Q>0, ΔH<0 Для эндотермических реакций Q<0, ΔH>0

I следствие закона Гесса I следствие закона Гесса

Величина и знак теплоты образования характеризуют устойчивость соединения в данных условиях Величина и знак теплоты образования характеризуют устойчивость соединения в данных условиях Вещество NH3 PH3 AsH3 SbH3 BiH3 ΔН°298, кДж/моль - 46,15 +12,56 +66,38 +145,00 NH4Cl = NH3 + HCl↑ ΔН0298(реакции) = ΔН0298(HCl) + ΔН0298(NH3) ΔН0298(NH4Cl) = 176,55 кДж/моль ΔН > 0, р-ция эндотермическая

Энтропия (S) - функция состояния термодинамической системы, используемая во втором законе т/д для выражения через нее возможности или невозможности самопроизвольного протекания процесса. Энтропия (S) - функция состояния термодинамической системы, используемая во втором законе т/д для выражения через нее возможности или невозможности самопроизвольного протекания процесса. Если ΔS>0, то процесс термодинамически возможен, если ΔS < 0, то его самопроизвольное протекание исключается ΔS0298(р-ции) = ∑ΔS0298(прод. р-ции) – ∑ΔS0298 (исх. в-в)

ΔG – изобарно-изотермический потенциал (свободная энергия Гиббса) ΔG – изобарно-изотермический потенциал (свободная энергия Гиббса) ΔG = ΔH – T · ΔS где ΔH – изменение энтальпии, Т – абсолютная температура, ΔS – изменение энтропии. Если ΔG<0, процесс протекает самопроизвольно если ΔG > 0, то самопроизвольный процесс невозможен.

Особенности живых организмов с позиции термодинамики Особенности живых организмов с позиции термодинамики 1.Живой организм – открытая система, непрерывно обменивающаяся с окружающей средой и веществом и энергией. 2. Приложение второго закона т/д к живым системам немыслимо без учета влияния биологических закономерностей. Характер изменения энтропии, имеющий решающее значение в неживых системах, в случае биологических систем имеет лишь подчиненное значение.

3. Все биохимические процессы, происходящие в клетках живых организмов, протекают при постоянной температуре, давлении, при незначительных перепадах концентраций, без резких изменений объема и др. 3. Все биохимические процессы, происходящие в клетках живых организмов, протекают при постоянной температуре, давлении, при незначительных перепадах концентраций, без резких изменений объема и др. 4. Основным источником энергии живого организма является химическая энергия, заключенная в пищевых продуктах, часть которой расходуется на: -Совершение работы внутри организма, связанной с дыханием, кровообращением, перемещением метаболитов и др. -Нагревание вдыхаемого воздуха, потребляемой пищи, воды и др.

Главными компонентами пищи являются углеводы, жиры и белки. Главными компонентами пищи являются углеводы, жиры и белки. Калорийность, то есть энергия, выделяемая в процессе диссимиляции этих веществ, составляет в среднем: Углеводы - 17 кДж/г Жиры – 40 кДж/г Белки – 17 кДж/г. При нормальной трудовой деятельности энергетические затраты человека покрываются за счет углеводов на 60 %, жиров – на 25 %, белков – на 15 %. При правильном питании норма суточного потребления (без учета тяжёлого физического труда) составляет: Углеводов 400-500 г, Жиров 60- 70 г, Белков 80- 100г.

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И КАТАЛИЗ ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И КАТАЛИЗ

τ1/2 =

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Mg+2HCl=MgCl2 + H2↑ Mg+2HCl=MgCl2 + H2↑ Данная реакция протекает только в одном направлении и поэтому называется необратимой. H2+ I2⇆ 2HI 2HI⇆H2 + I2 Реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях, называются обратимыми.

Химическое равновесие — состояние химической системы, в котором обратимо протекает одна или несколько химических реакций, причём скорости прямой и обратной реакций равны между собой. Прямая и обратная реакции характеризуют состояние химического равновесия, т. е. системы, в которой не изменяется состав реагирующих веществ, если условия реакции остаются постоянными (концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем). Химическое равновесие — состояние химической системы, в котором обратимо протекает одна или несколько химических реакций, причём скорости прямой и обратной реакций равны между собой. Прямая и обратная реакции характеризуют состояние химического равновесия, т. е. системы, в которой не изменяется состав реагирующих веществ, если условия реакции остаются постоянными (концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем).

mA + nB ↔ pC + qD v1= k1 ·CАm ·CBn v2=k2 ·CCp ·CDq v1=v2 k1 ·CАm ·CBn = k2 ·CCp ·CDq k1 / k2 = CCp ·CDq/ CАm ·CBn Кр = CCp ·CDq/ CАm ·CBn Для необратимых процессов Кр→∞. Если же Кр=0, то это указывает на полное отсутствие химического процесса.

ΔG°= -RT lnKр ΔG°= -RT lnKр Если ΔG° < 0 в равновесной смеси преобладают продукты реакции. Если же ΔG° > 0, то в равновесной смеси преобладают исходные вещества. ΔG = ΔH – T · ΔS ΔG°= -RT lnKр -RT lnKр =ΔG° = ΔH – T · ΔS Для эндотермических процессов повышение температуры соответствует увеличению константы равновесия, для экзотермических — ее уменьшению.

Принцип Ле-Шателье Принцип Ле-Шателье 2SO2 (г)+О2 (г) ⇆ 2SO3 (г), ΔH = -396,1 кДж/моль Т↑ ← С(SO2 ) ↑ → С(SO3 ) ↓ → Т↓ → С(SO2 ) ↓ ← С(SO3 ) ↑ ← Р↑ → С(O2 ) ↑ → Р↓ ← С(O2 ) ↓ ←