Химическая термодинамика и биоэнергетика. Второй закон термодинамики

Нажмите для полного просмотра!

Химическая термодинамика и биоэнергетика. Второй закон термодинамики, слайд №2

Химическая термодинамика и биоэнергетика. Второй закон термодинамики, слайд №3

Химическая термодинамика и биоэнергетика. Второй закон термодинамики, слайд №4

Химическая термодинамика и биоэнергетика. Второй закон термодинамики, слайд №5

Химическая термодинамика и биоэнергетика. Второй закон термодинамики, слайд №6

Химическая термодинамика и биоэнергетика. Второй закон термодинамики, слайд №7

Химическая термодинамика и биоэнергетика. Второй закон термодинамики, слайд №8

Химическая термодинамика и биоэнергетика. Второй закон термодинамики, слайд №9

Химическая термодинамика и биоэнергетика. Второй закон термодинамики, слайд №10

Химическая термодинамика и биоэнергетика. Второй закон термодинамики, слайд №11

Химическая термодинамика и биоэнергетика. Второй закон термодинамики, слайд №12

Химическая термодинамика и биоэнергетика. Второй закон термодинамики, слайд №13

Химическая термодинамика и биоэнергетика. Второй закон термодинамики, слайд №14

Химическая термодинамика и биоэнергетика. Второй закон термодинамики, слайд №15

Химическая термодинамика и биоэнергетика. Второй закон термодинамики, слайд №16

Химическая термодинамика и биоэнергетика. Второй закон термодинамики, слайд №17

Химическая термодинамика и биоэнергетика. Второй закон термодинамики, слайд №18

Химическая термодинамика и биоэнергетика. Второй закон термодинамики, слайд №19

Химическая термодинамика и биоэнергетика. Второй закон термодинамики, слайд №20

Химическая термодинамика и биоэнергетика. Второй закон термодинамики, слайд №21

Химическая термодинамика и биоэнергетика. Второй закон термодинамики, слайд №22

Химическая термодинамика и биоэнергетика. Второй закон термодинамики, слайд №23

Химическая термодинамика и биоэнергетика. Второй закон термодинамики, слайд №24

Химическая термодинамика и биоэнергетика. Второй закон термодинамики, слайд №25

Химическая термодинамика и биоэнергетика. Второй закон термодинамики, слайд №26

Химическая термодинамика и биоэнергетика. Второй закон термодинамики, слайд №27

Химическая термодинамика и биоэнергетика. Второй закон термодинамики, слайд №28

Химическая термодинамика и биоэнергетика. Второй закон термодинамики, слайд №29

Химическая термодинамика и биоэнергетика. Второй закон термодинамики, слайд №30

Химическая термодинамика и биоэнергетика. Второй закон термодинамики, слайд №31

Химическая термодинамика и биоэнергетика. Второй закон термодинамики, слайд №32

Химическая термодинамика и биоэнергетика. Второй закон термодинамики, слайд №33

Химическая термодинамика и биоэнергетика. Второй закон термодинамики, слайд №34

Химическая термодинамика и биоэнергетика. Второй закон термодинамики, слайд №35

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Химическая термодинамика и биоэнергетика. Второй закон термодинамики. Доклад-сообщение содержит 35 слайдов. Презентации для любого класса можно скачать бесплатно. Если материал и наш сайт презентаций Mypresentation Вам понравились – поделитесь им с друзьями с помощью социальных кнопок и добавьте в закладки в своем браузере.

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1

Описание слайда:

Химическая термодинамика и биоэнергетика Второй закон термодинамики

Слайд 2

Описание слайда:

План лекции Обратимые и необратимые процессы Понятие энтропии Второй закон термодинамики Уравнение Больцмана Энергия Гиббса Применение второго закона термодинамики к живым системам

Слайд 3

Описание слайда:

Первый закон термодинамики позволяет количественно оценить энергетические характеристики природных, технологических и биологических процессов, но не может определить возможен ли тот или иной процесс и в каком направлении он пойдет Первый закон термодинамики позволяет количественно оценить энергетические характеристики природных, технологических и биологических процессов, но не может определить возможен ли тот или иной процесс и в каком направлении он пойдет

Слайд 4

Описание слайда:

Химические реакции Обратимые Na2CO3 + H2O  NaHCO3 + NaOH SO2 + O2  2SO3 N2 + 3H2  2NH3 Необратимые Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2 CuSO4 + 2KOH = K2SO4 + Cu(OH)2 NaOH + HCl = NaCl + H2O

Слайд 5

Описание слайда:

Условия состояния равновесия при обратимом процессе В системе не происходит видимых изменений при отсутствии внешнего воздействия Легкость его смещения в ту или иную сторону при незначительном внешнем воздействии Независимость состояния системы при равновесии от направления движения к этому состоянию в результате прямой или обратной реакции

Слайд 6

Описание слайда:

Обратимость процесса Термодинамическим условием обратимости является возможность обратимого превращения масс (веществ) и обратимого изменения внутренней энергии без ее потери во внешнюю среду в форме теплоты или механической работы

Слайд 7

Описание слайда:

Пример

Слайд 8

Описание слайда:

Необратимость процесса Термодинамическим условием необратимости является невозможность после реакции получить исходные вещества в первоначальном состоянии без дополнительных затрат энергии 2H2 + O2 2H2O электролиз Все процессы жизнедеятельности организмов относятся к необратимым (происходит обмен с окружающей средой массой и энергией)

Слайд 9

Описание слайда:

Принцип Ле Шателье Если на систему, находящуюся в равновесии, направить внешнее воздействие (изменять концентрацию, давление или температуру), нарушающее это равновесие, то в ней происходят изменения, уменьшающие это воздействие pO2 Hb + O2 HbO2 pO2

Слайд 10

Описание слайда:

Энтропия (термодинамическое определение) Функция состояния системы, приращение которой равно теплоте, подведенной к системе в обратимом изотермическом процессе, деленной на абсолютную температуру, при которой осуществляется этот процесс S = S2 – S1 конеч.состояния нач. состояния Q S = ----- Дж/мольК T

Слайд 11

Описание слайда:

В отличие от энтальпии и внутренней энергии, можно рассчитать абсолютное значение энтропии всех веществ, в том числе и простых В отличие от энтальпии и внутренней энергии, можно рассчитать абсолютное значение энтропии всех веществ, в том числе и простых С(графит) : H298 = 0 кДж/моль S298 = 5,69 Дж/мольК Абсолютное значение энтропии можно вычислить, исходя из постулата Планка: Энтропия кристаллического вещества при абсолютном нуле равна 0 («третий закон термодинамики»)

Слайд 12

Описание слайда:

Закрытая система 6000 Дж S = -------- = 22 ------- 273 мольК 6000 Дж – теплота таяния 1 моль льда

Слайд 13

Описание слайда:

Изолированная система ТА > ТВ -Q Q SА = ----- ; SВ = ----- ТА ТВ S = SА+ SВ -Q Q Q(ТА – ТВ) ----- + ----- = -------------- ТА ТВ ТА  ТВ S > 0

Слайд 14

Описание слайда:

Пример Упорядоченное состояние системы Неупорядоченное состояние системы

Слайд 15

Описание слайда:

Молекулярно-кинетическое определение Энтропия есть мера вероятности пребывания системы в данном состоянии (мера неупорядоченности системы) Энтропия возрастает при протекании в изолированной системе необратимого процесса, переводящего систему из менее вероятного состояния в более вероятное

Слайд 16

Описание слайда:

Уравнение Больцмана S = KlnW, где S – абсолютное значение энтропии W – число микросостояний R K = ----- = 1,3810-23 Дж/К NA Уравнение показывает, что чем больше микросостояний включено в макросистему, тем больше и энтропия

Слайд 17

Описание слайда:

При обратимой химической реакции в состоянии равновесия в изолированной системе вероятность состояния исходных веществ = вероятности состояния продуктов реакции При обратимой химической реакции в состоянии равновесия в изолированной системе вероятность состояния исходных веществ = вероятности состояния продуктов реакции Изменение энтропии в состоянии равновесия равно нулю (S = 0) S(г) > S(ж) > S(аморф) > S(кр) Энтропия более сложной молекулы > энтропии простой S298(СН4) = 186,44 Дж/мольК S298(С2Н6) = 229,65 Дж/мольК Сумма энтропии мономеров > энтропии полимеров

Слайд 18

Описание слайда:

Стандартные энтропии некоторых веществ

Слайд 19

Описание слайда:

Второй закон термодинамики Любая изолированная система, представленная самой себе, изменяется в направлении состояния, обладающего максимальной вероятностью Энтропия изолированной системы возрастает в необратимом процессе и остается неизменной в обратимом; она никогда не убывает

Слайд 20

Описание слайда:

Самопроизвольные процессы идут в направлении от менее вероятного к более вероятному состоянию системы Самопроизвольные процессы идут в направлении от менее вероятного к более вероятному состоянию системы Теплота не может самопроизвольно передаваться от холодного тела к горячему (Клаузиус) Обстоятельства жизни имеют тенденцию развиваться от плохого к худшему (физики шутят)

Слайд 21

Описание слайда:

Теория Клаузиуса Тепловая смерть Вселенной неизбежна, так как энтропия стремится к максимуму, а во всем мире будет одна и та же температура Но: Вселенная – не изолированная система; она бесконечна

Слайд 22

Описание слайда:

Критерий осуществимости химических реакций В изолированной системе S > 0: необратимая реакция S < 0: химическая реакция невозможна S = 0: обратимая химическая реакция, находящаяся в равновесии

Слайд 23

Описание слайда:

Энергия Гиббса (G) Критерий возможности протекания реакции в закрытых и открытых системах (изобарно-изотермический потенциал Z) G = H – TS G = H – TS В таких системах самопроизвольно протекают только такие процессы, в результате которых G уменьшается (II закон)

Слайд 24

Описание слайда:

Закон Гесса для энергии Гиббса Энергия Гиббса для химической реакции равна разности энергий Гиббса образования продуктов реакции и образования исходных веществ при стандартных условиях G298 = G298 – G298 реакции обр.продуктов обр.исходных вв.

Слайд 25

Описание слайда:

G298 образования некоторых веществ и ионов

Слайд 26

Описание слайда:

Химические реакции Экзэргонические – при протекании которых происходит уменьшение энергии Гиббса системы (G < 0) и совершается работа Эндэргонические – в результате которых энергия Гиббса возрастает (G > 0) и над системой совершается работа

Слайд 27

Описание слайда:

Движущие силы процессов G = H – TS Стремление системы к минимальному содержанию внутренней энергии, т.е. к снижению энтальпии (энтальпийный фактор реакции) Стремление системы к увеличению энтропии (энтропийный фактор реакции) Реакция идет самопроизвольно, если G < 0

Слайд 28

Описание слайда:

Влияние факторов на направление процессов

Слайд 29

Описание слайда:

Константа химического равновесия а А + b В  d D + c C V1 = K1[A]a[B]b ; V2 = K2[D]d[C]c K1, K2 = const V1 и V2 изменяются во времени При V1 = V2; K1[A]a[B]b = K2[D]d[C]c K1 [D]d[C]c Кравн. = ----- = ----------- K2 [A]a[B]b Характеризует степень полноты данной реакции; зависит от температуры и не зависит от начальных концентраций реагирующих веществ

Слайд 30

Описание слайда:

Уравнение изотермы химической реакции G = –RTlnK , где R = 8,3146 Дж/мольК Зная значение энергии Гиббса, можно рассчитать константу равновесия Измерив концентрации продуктов реакции и исходных веществ можно определить G процесса

Слайд 31

Описание слайда:

Уравнение изобары химической реакции d ln Kравн H ----------- = -------- d T RT2 Повышение температуры смещает равновесие в сторону реакции, идущей с поглощением тепла (эндотермически) и наоборот, охлаждение сдвигает равновесие в сторону реакции, идущей с выделением тепла

Слайд 32

Описание слайда:

Особенности термодинамики живых систем Организм обменивается с внешней средой как массой, так и энергией Все системы живого организма гетерогенны и многофазны Процессы в живых системах в конечном итоге необратимы Живые системы находятся не в равновесном состоянии, а в стационарном

Слайд 33

Описание слайда:

Стационарное состояние Состояние системы, при котором ее параметры со временем не изменяются, но происходит обмен веществом и энергией с окружающей средой Скорость протекания обратимых реакций в одном направлении больше, чем в другом; разница скоростей в обоих направлениях во времени постоянна Стационарное состояние организма предполагает сохранение гомеостаза Случаи нестационарного состояния – стрессовые

Слайд 34

Описание слайда:

Принцип Пригожина В стационарном состоянии, обусловленным протеканием необратимых процессов, скорость возрастания энтропии имеет положительное и минимальное из возможных значений Принцип в большей степени применим для зрелого возраста

Слайд 35

Описание слайда:

S живого организма В процессе усвоения пищи из относительно больших молекул углеводов, жиров, белков образуются мономеры с более простой структурой, CO2, H2O, NH3, CO(NH2)2 и др. (S > 0) Изменение энтропии, связанное с выведением продуктов окисления в окружающую среду (S < 0) Синтез высокомолекулярных веществ в организме, составляющих основу тканей, а также макроэргических соединений (S < 0) Производство энтропии возрастает, по сравнению со зрелым организмом, в период эмбриогенеза и старения, во время инфекционных и злокачественных заболеваний