Основы химической термодинамики - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Основы химической термодинамики, слайд №1

Основы химической термодинамики, слайд №2

Основы химической термодинамики, слайд №3

Основы химической термодинамики, слайд №4

Основы химической термодинамики, слайд №5

Основы химической термодинамики, слайд №6

Основы химической термодинамики, слайд №7

Основы химической термодинамики, слайд №8

Основы химической термодинамики, слайд №9

Основы химической термодинамики, слайд №10

Основы химической термодинамики, слайд №11

Основы химической термодинамики, слайд №12

Основы химической термодинамики, слайд №13

Основы химической термодинамики, слайд №14

Основы химической термодинамики, слайд №15

Основы химической термодинамики, слайд №16

Основы химической термодинамики, слайд №17

Основы химической термодинамики, слайд №18

Основы химической термодинамики, слайд №19

Основы химической термодинамики, слайд №20

Основы химической термодинамики, слайд №21

Основы химической термодинамики, слайд №22

Основы химической термодинамики, слайд №23

Основы химической термодинамики, слайд №24

Основы химической термодинамики, слайд №25

Основы химической термодинамики, слайд №26

Основы химической термодинамики, слайд №27

Основы химической термодинамики, слайд №28

Основы химической термодинамики, слайд №29

Основы химической термодинамики, слайд №30

Основы химической термодинамики, слайд №31

Основы химической термодинамики, слайд №32

Основы химической термодинамики, слайд №33

Основы химической термодинамики, слайд №34

Основы химической термодинамики, слайд №35

Основы химической термодинамики, слайд №36

Основы химической термодинамики, слайд №37

Основы химической термодинамики, слайд №38

Основы химической термодинамики, слайд №39

Основы химической термодинамики, слайд №40

Основы химической термодинамики, слайд №41

Основы химической термодинамики, слайд №42

Основы химической термодинамики, слайд №43

Основы химической термодинамики, слайд №44

Основы химической термодинамики, слайд №45

Основы химической термодинамики, слайд №46

Основы химической термодинамики, слайд №47

Основы химической термодинамики, слайд №48

Основы химической термодинамики, слайд №49

Основы химической термодинамики, слайд №50

Основы химической термодинамики, слайд №51

Основы химической термодинамики, слайд №52

Основы химической термодинамики, слайд №53

Основы химической термодинамики, слайд №54

Основы химической термодинамики, слайд №55

Основы химической термодинамики, слайд №56

Основы химической термодинамики, слайд №57

Основы химической термодинамики, слайд №58

Основы химической термодинамики, слайд №59

Основы химической термодинамики, слайд №60

Основы химической термодинамики, слайд №61

Основы химической термодинамики, слайд №62

Основы химической термодинамики, слайд №63

Основы химической термодинамики, слайд №64

Основы химической термодинамики, слайд №65

Основы химической термодинамики, слайд №66

Основы химической термодинамики, слайд №67

Основы химической термодинамики, слайд №68

Основы химической термодинамики, слайд №69

Основы химической термодинамики, слайд №70

Основы химической термодинамики, слайд №71

Основы химической термодинамики, слайд №72

Основы химической термодинамики, слайд №73

Основы химической термодинамики, слайд №74

Основы химической термодинамики, слайд №75

Основы химической термодинамики, слайд №76

Основы химической термодинамики, слайд №77

Основы химической термодинамики, слайд №78

Основы химической термодинамики, слайд №79

Основы химической термодинамики, слайд №80

Основы химической термодинамики, слайд №81

Основы химической термодинамики, слайд №82

Основы химической термодинамики, слайд №83

Основы химической термодинамики, слайд №84

Основы химической термодинамики, слайд №85

Основы химической термодинамики, слайд №86

Основы химической термодинамики, слайд №87

Основы химической термодинамики, слайд №88

Основы химической термодинамики, слайд №89

Основы химической термодинамики, слайд №90

Основы химической термодинамики, слайд №91

Основы химической термодинамики, слайд №92

Основы химической термодинамики, слайд №93

Основы химической термодинамики, слайд №94

Основы химической термодинамики, слайд №95

Основы химической термодинамики, слайд №96

Основы химической термодинамики, слайд №97

Основы химической термодинамики, слайд №98

Основы химической термодинамики, слайд №99

Основы химической термодинамики, слайд №100

Основы химической термодинамики, слайд №101

Основы химической термодинамики, слайд №102

Основы химической термодинамики, слайд №103

Основы химической термодинамики, слайд №104

Основы химической термодинамики, слайд №105

Основы химической термодинамики, слайд №106

Основы химической термодинамики, слайд №107

Основы химической термодинамики, слайд №108

Основы химической термодинамики, слайд №109

Основы химической термодинамики, слайд №110

Основы химической термодинамики, слайд №111

Основы химической термодинамики, слайд №112

Основы химической термодинамики, слайд №113

Основы химической термодинамики, слайд №114

Основы химической термодинамики, слайд №115

Основы химической термодинамики, слайд №116

Основы химической термодинамики, слайд №117

Основы химической термодинамики, слайд №118

Основы химической термодинамики, слайд №119

Основы химической термодинамики, слайд №120

Основы химической термодинамики, слайд №121

Основы химической термодинамики, слайд №122

Основы химической термодинамики, слайд №123

Основы химической термодинамики, слайд №124

Основы химической термодинамики, слайд №125

Основы химической термодинамики, слайд №126

Основы химической термодинамики, слайд №127

Основы химической термодинамики, слайд №128

Основы химической термодинамики, слайд №129

Основы химической термодинамики, слайд №130

Основы химической термодинамики, слайд №131

Основы химической термодинамики, слайд №132

Основы химической термодинамики, слайд №133

Основы химической термодинамики, слайд №134

Основы химической термодинамики, слайд №135

Основы химической термодинамики, слайд №136

Основы химической термодинамики, слайд №137

Основы химической термодинамики, слайд №138

Основы химической термодинамики, слайд №139

Основы химической термодинамики, слайд №140

Основы химической термодинамики, слайд №141

Основы химической термодинамики, слайд №142

Основы химической термодинамики, слайд №143

Основы химической термодинамики, слайд №144

Основы химической термодинамики, слайд №145

Основы химической термодинамики, слайд №146

Основы химической термодинамики, слайд №147

Основы химической термодинамики, слайд №148

Основы химической термодинамики, слайд №149

Основы химической термодинамики, слайд №150

Основы химической термодинамики, слайд №151

Основы химической термодинамики, слайд №152

Основы химической термодинамики, слайд №153

Основы химической термодинамики, слайд №154

Основы химической термодинамики, слайд №155

Основы химической термодинамики, слайд №156

Основы химической термодинамики, слайд №157

Основы химической термодинамики, слайд №158

Основы химической термодинамики, слайд №159

Основы химической термодинамики, слайд №160

Основы химической термодинамики, слайд №161

Основы химической термодинамики, слайд №162

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Основы химической термодинамики. Доклад-сообщение содержит 162 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:

ОМСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ МЕДИЦИНСКАЯ АКАДЕМИЯ КАФЕДРА ХИМИИ Лекция 1 Основы химической термодинамики Основные понятия химической термодинамики. Функции состояния системы. Первый закон термодинамики.

Слайд 2

Описание слайда:

ЦЕЛИ ЛЕКЦИИ ЦЕЛИ ЛЕКЦИИ ОБУЧАЮЩАЯ: сформировать знания об основах химической термодинамики, первом законе термодинамики и законе Гесса. РАЗВИВАЮЩАЯ: расширить кругозор обучающихся на основе интеграции знаний, развить логическое мышление. ВОСПИТАТЕЛЬНАЯ: содействовать формированию у обучающихся устойчивого интереса к изучению дисциплины.

Слайд 3

Описание слайда:

Основные понятия химической термодинамики

Слайд 4

Описание слайда:

Слайд 5

Описание слайда:

Слайд 6

Описание слайда:

Медико-биологическое значение темы Термодинамический метод исследования является одним из наиболее надежных способов изучения обмена веществ и энергии в живых организмах.

Слайд 7

Описание слайда:

Слайд 8

Описание слайда:

Основные понятия химической термодинамики

Слайд 9

Описание слайда:

Слайд 10

Описание слайда:

Основные понятия химической термодинамики

Слайд 11

Описание слайда:

Основные понятия химической термодинамики В зависимости от фазового состояния различают: 1. Гомогенные системы. Это системы, в которых все компоненты находятся в одной фазе, и в них отсутствуют границы раздела. Пример: растворы глюкозы, солей, кислот. 2. Гетерогенные системы. Они состоят из нескольких фаз, отделенных границей раздела. Пример: эритроциты - плазма крови, живой организм.

Слайд 12

Описание слайда:

Основные понятия химической термодинамики Термодинамическое состояние системы - совокупность всех физических и химических свойств системы. Качественно характеризуется числом фаз и химическим составом, количественно - термодинамическими параметрами. Для термодинамики особое значение имеет равновесное состояние системы - постоянство всех свойств в любой точке системы и отсутствие потоков массы и энергии в системе.

Слайд 13

Описание слайда:

Основные понятия химической термодинамики Термодинамические параметры - это совокупность физических величин, определяющих состояние системы: температура (t), давление (р), объем (V). концентрация (с). Функциональная зависимость термодинамических параметров выражается уравнением состояния. Для газообразных систем эти параметры связаны между собой уравнением Менделеева – Клапейрона: p·V= n(х)·R·Т, n(x) =m(x)/M(x) [моль] R= 8,3 14 Дж · моль-1·К-1 p·V=·R·T

Слайд 14

Описание слайда:

Основные понятия химической термодинамики Термодинамические параметры называются стандартными, если они определяются при стандартных условиях. К стандартным условиям относят: t=250С или Т= (t0С +273) = 298 К р= 101,3 кПа = 1 атм С(х) = 1 моль · дм-3

Слайд 15

Описание слайда:

Основные понятия химической термодинамики Термодинамический процесс - переход системы из одного равновесного состояния в другое, сопровождающийся изменением хотя бы одного термодинамического параметра.

Слайд 16

Описание слайда:

Основные понятия химической термодинамики В зависимости от того, какой из параметров состояния при протекании термодинамического процесса остается постоянным, различают следующие термодинамические процессы: изотермический (Т = const), изобарный (р = const), изохорный (V = const), адиабатический (Q= const).

Слайд 17

Описание слайда:

Функции состояния системы

Слайд 18

Описание слайда:

Функции состояния системы К термодинамическим функциям системы относятся: 1. Внутренняя энергия (U). 2. Энтальпия (Н). 3. Энтропия (S). 4. Энергия Гельмгольца (F). 5. Энергия Гиббса (свободная энергия) (G). 6. Химический потенциал (μ).

Слайд 19

Описание слайда:

Функции состояния системы 1. Внутренняя энергия (U) Внутренняя энергия системы складывается из кинетической энергии движения молекул или атомов, образующих систему, потенциальной энергии их взаимодействия и внутримолекулярной энергии.

Слайд 20

Описание слайда:

Слайд 21

Описание слайда:

Слайд 22

Описание слайда:

Слайд 23

Описание слайда:

Функции состояния системы ΔU=Q V , где Q V - теплота изохорного процесса. ΔU - кДж/моль или кДж· моль-1

Слайд 24

Описание слайда:

Слайд 25

Описание слайда:

Слайд 26

Описание слайда:

Слайд 27

Описание слайда:

Слайд 28

Описание слайда:

Слайд 29

Описание слайда:

Слайд 30

Описание слайда:

Слайд 31

Описание слайда:

Слайд 32

Описание слайда:

Слайд 33

Описание слайда:

Слайд 34

Описание слайда:

Первый закон термодинамики

Слайд 35

Описание слайда:

Первый закон термодинамики

Слайд 36

Описание слайда:

Первый закон термодинамики

Слайд 37

Описание слайда:

Первый закон термодинамики

Слайд 38

Описание слайда:

Первый закон термодинамики

Слайд 39

Описание слайда:

Первый закон термодинамики

Слайд 40

Описание слайда:

Первый закон термодинамики

Слайд 41

Описание слайда:

Первый закон термодинамики

Слайд 42

Описание слайда:

Слайд 43

Описание слайда:

Слайд 44

Описание слайда:

Слайд 45

Описание слайда:

Первый закон термодинамики Теплота (Q) - форма передачи энергии, посредством хаотического столкновения частиц соприкасающихся систем, системы и среды. Q = С·ΔT [Дж], где С - молярная теплоемкость [Дж моль/К].

Слайд 46

Описание слайда:

Первый закон термодинамики Работа (W) - форма передачи энергии от системы в окружающую среду или другой системе, посредством упорядоченного взаимодействия частиц, вызванная преодолением сопротивления. Простейшей работой является работа расширения идеального газа в цилиндре с поршнем (открытая система): W = р ΔV.

Слайд 47

Описание слайда:

Слайд 48

Описание слайда:

Слайд 49

Описание слайда:

Слайд 50

Описание слайда:

Слайд 51

Описание слайда:

Функции состояния системы Из первого закона ТД: Q = ΔU + W Qр = ΔU + р·Δ V =(U2+р·V2) - (U1+ p·V1), где: Qр - теплота изобарного процесса при р=const; U + р·V = Н, т. е. энтальпия, => Qр=Н2-Н1=ΔН, т.е. ΔН=Qр

Слайд 52

Описание слайда:

Функции состояния системы Т.к. ΔН=Qр, => ΔН = ΔU + р·ΔV [кДж·моль-1] Энтальпию часто называют «тепловой функцией» или «теплосодержанием» системы.

Слайд 53

Описание слайда:

Слайд 54

Описание слайда:

Слайд 55

Описание слайда:

Энтропия (S) характеризует связанную энергию. В реальных необратимых системах только часть энергии превращается в работу, другая часть энергии является как бы связанной. Мера неупорядоченности системы. Энтропия (S) характеризует связанную энергию. В реальных необратимых системах только часть энергии превращается в работу, другая часть энергии является как бы связанной. Мера неупорядоченности системы.

Слайд 56

Описание слайда:

Функции состояния системы ΔS=Qmin/T, [Дж · моль-1 · К-1].

Слайд 57

Описание слайда:

Функции состояния системы Энтропия связана с вероятностью состояния системы уравнением Больцмана: S=КБ · InW, где KБ-постоянная Больцмана, KБ = R/Nа= 1,38· 10-23 Дж· К-1; W-вероятность состояния системы, т.е. число микросостояний, которым может быть реализовано данное макросостояние.

Слайд 58

Описание слайда:

Слайд 59

Описание слайда:

Слайд 60

Описание слайда:

Энтропия

Слайд 61

Описание слайда:

Функции состояния системы Ростом энтропии ΔS0 сопровождаются такие самопроизвольные процессы, как испарение жидкости, таяние льда, растворение веществ в растворителях, т.е. процессы, которые приводят к увеличению беспорядка в системе. Снижением энтропии ΔS0 сопровождаются процессы кристаллизации веществ, реакции полимеризации, поликонденсации, т.е. процессы, которые приводят к увеличению упорядоченности в системе.

Слайд 62

Описание слайда:

Слайд 63

Описание слайда:

Слайд 64

Описание слайда:

Слайд 65

Описание слайда:

Слайд 66

Описание слайда:

Слайд 67

Описание слайда:

Функции состояния системы При протекании изобарно-изотермических процессов:

Слайд 68

Описание слайда:

Функции состояния системы Анализ уравнения: 1 Энтальпийный фактор ΔH. Определяет стремление системы снизить свою энергию за счет образования сложных частиц из более простых, при этом совершается полезная работа. 2 Энтропийный фактор TΔS. Определяет стремление системы к хаотичному неупорядоченному состоянию за счет распада сложных частиц на более простые и распределению их по всему объему системы.

Слайд 69

Описание слайда:

Функции состояния системы Величина ΔG служит критерием возможности самопроизвольного протекания процессов. Процесс протекает самопроизвольно, если ΔG0, процесс самопроизвольно не протекает. Если ΔG=0, то в системе установилось состояние равновесия.

Слайд 70

Описание слайда:

Влияние температуры на величину ΔG: 1. При ΔН>0 , ΔS>0 , процесс протекает самопроизвольно только при высоких температурах. 2. При ΔН>0, ΔS

Слайд 71

Описание слайда:

Функции состояния системы μ=G(x)/n(x), отсюда G(х)=n(х)·μ(х). Если система состоит из нескольких веществ x1, x2, x3…, то: G=n(x1) ·μ(x1)+n(x2) ·μ(x2)+n(x3) ·μ(x3) + …

Слайд 72

Описание слайда:

Функции состояния системы Для вещества, находящегося в растворе, μ зависит от концентрации раствора, и природы растворителя. Уравнением изотермы: μ(x) = μ0(x) + R·T ·In C(x), где μ(x)- химический потенциал [Дж · моль-1]; μ0(x)- стандартный химический потенциал; С(x) - молярная концентрация вещества x [моль · дм-3]. С увеличением концентрации вещества в системе μ увеличивается, т.е. ∆ μ(х)0, а с уменьшением -снижается, т.е. ∆ μ(х)0.

Слайд 73

Описание слайда:

Вопросы для самоконтроля

Слайд 74

Описание слайда:

СПАСИБО ЗА ВАШЕ ВНИМАНИЕ! СПАСИБО ЗА ВАШЕ ВНИМАНИЕ!

Слайд 75

Описание слайда:

ОМСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ МЕДИЦИНСКАЯ АКАДЕМИЯ КАФЕДРА ХИМИИ Лекция 2 Термохимия. Второй закон термодинамики. Химическое равновесие Основные понятия. Закон Гесса и его следствия. Второй закон термодинамики. Химическое равновесие.

Слайд 76

Описание слайда:

ЦЕЛИ ЛЕКЦИИ ЦЕЛИ ЛЕКЦИИ ОБУЧАЮЩАЯ: сформировать знания об основах химической термодинамики, втором законе термодинамики и химическом равновесии. РАЗВИВАЮЩАЯ: расширить кругозор обучающихся на основе интеграции знаний, развить логическое мышление. ВОСПИТАТЕЛЬНАЯ: содействовать формированию у обучающихся устойчивого интереса к изучению дисциплины.

Слайд 77

Описание слайда:

Слайд 78

Описание слайда:

Основные понятия термохимии Химическая реакция как термодинамический процесс, заключается в превращении одних веществ в другие за счет изменения состава и (или) строения. Для физико-химических процессов действует закон сохранения массы, установленный М.В. Ломоносовым (m1 = m2).

Слайд 79

Описание слайда:

Основные понятия термохимии

Слайд 80

Описание слайда:

Особенности термохимических уравнений: 1. Уравнения записываются с учетом ТД функций состояния системы (ΔH, Δ S). 2. Учитывается 1 моль вещества, поэтому возможны дробные коэффициенты. 3. Указываются агрегатные состояния веществ. 4. С ТХ уравнениями могут производиться обычные алгебраические действия. Пример: ½ N2(г)+ ½ O2(г)= NO(г),ΔH>0.

Слайд 81

Описание слайда:

1. Основные понятия термохимии Тепловой эффект (Q, кДж·моль-1 ) - энергия, которая выделяется или поглощается в форме теплоты, при необратимом протекании физико-химического процесса при условии: Т, р = const или р, V = const, система совершает только работу расширения (А' = 0 ). Если процесс проводится в автоклаве (V=const) тепловой эффект равен приращению внутренней энергии: Qv = ΔU. Eсли процесс проводится в открытой системе (р = const) тепловой эффект равен приращению энтальпии: Qp = ΔН.

Слайд 82

Описание слайда:

Основные понятия термохимии Стандартный тепловой эффект - теплота физико-химического процесса, протекающего в стандартных условиях: Т=298К, р=101,3 кПа. При этом твердые и жидкие вещества находятся в устойчивой модификации, газы близки к состоянию идеального газа. Стандартные тепловые эффекты экспериментально определены и приводятся в специальных справочниках.

Слайд 83

Описание слайда:

Частным выражением 1-го начала термодинамики применительно к химическим процессам является закон Гесса (1840 г): Частным выражением 1-го начала термодинамики применительно к химическим процессам является закон Гесса (1840 г):

Слайд 84

Описание слайда:

Слайд 85

Описание слайда:

Закон Гесса Например: Если С (т) + О2 (г) = СО2 (г), ΔН1; или провести процесс по этапам: С (т) + 1/2О2 (г) = СО (г), ΔН2; СО (г) + 1/2О2 (г) = СО2 (г), ΔН3, то ΔН1 = ΔН2 + ΔН3.

Слайд 86

Описание слайда:

Слайд 87

Описание слайда:

Слайд 88

Описание слайда:

Слайд 89

Описание слайда:

Слайд 90

Описание слайда:

Слайд 91

Описание слайда:

Слайд 92

Описание слайда:

Закон Гесса Расчеты тепловых эффектов реакций (ΔН0х.р.) по термохимическим уравнениям производят либо по теплотам образования веществ, либо по теплота их сгорания, которые определены экспериментально и являются табличными величинами.

Слайд 93

Описание слайда:

Слайд 94

Описание слайда:

Закон Гесса

Слайд 95

Описание слайда:

Закон Гесса

Слайд 96

Описание слайда:

Первое следствие закона Гесса ΔН0проц. = ∑nΔН0обр(прод) - ∑nΔН0обр(реагент), ΔН0проц.[кДж ·моль-1].

Слайд 97

Описание слайда:

Слайд 98

Описание слайда:

Слайд 99

Описание слайда:

Закон Гесса Для многих органических соединений невозможно одновременно синтезировать сложное вещество из простых и при этом определить тепловой эффект химической реакции, поэтому для них основой расчетов является энтальпия сгорания.

Слайд 100

Описание слайда:

Закон Гесса

Слайд 101

Описание слайда:

Закон Гесса

Слайд 102

Описание слайда:

ΔН0проц. = ∑nΔН0сгор(реаг.) -∑nΔН0сгор(прод.), [кДж · моль-1]

Слайд 103

Описание слайда:

Закон Гесса Задача 2. Рассчитать тепловой эффект реакции спиртового брожения глюкозы, исходя из стандартных энтальпий сгорания: С6Н12О6 (к) = 2С2Н5ОН(ж) + 2СО2 (г). ΔН0сгор(С6Н12О6 (к)) = - 2815,78 кДж · моль-1 ΔН0сгор(С2Н5ОН(ж)) = - 1366,9 кДж · моль-1 Решение: по второму следствию закона Гесса: ΔН0х.р. = ΔН0сгор(С6Н12О6 (к)) - 2ΔН0сгор(С2Н5ОН(ж)) = - 82 кДж · моль-1. Реакция экзотермическая.

Слайд 104

Описание слайда:

Закон Гесса Закон Гесса и его следствия применяют в научной диетологии. С его помощью оценивают калорийность пищевых продуктов.

Слайд 105

Описание слайда:

Слайд 106

Описание слайда:

Слайд 107

Описание слайда:

Закон Гесса Коэффициенты калорийности основных компонентов пищи равны: К (белков и углеводов) = 16,5 – 17,2 кДж · г-1, К (жиров) = 37,7 – 39,8 кДж · г-1. Первое значение (16,5 и 37,7) – нижняя граница. Второе значение (17,2 - 39,8) – верхняя граница.

Слайд 108

Описание слайда:

Закон Гесса Для расчета калорийности пищевых продуктов используют формулы: По нижней границе: К = 16,5 m(б) + 16,5 m(у) + 37,7 m(ж) [кДж] По верхней границе: К = 17,2 m(б) + 17,2 m(у) + 39,8 m(ж) [кДж]

Слайд 109

Описание слайда:

Закон Гесса Задача 3. Рассчитайте калорийность 300 граммов порции рыбы, если известно, что в 100 г этого продукта содержится 12 г белка, 8 г жиров и 0,3 г углеводов. Коэффициенты калорийности возьмите по нижней границе. Решение: К = 3·[16,5 m(б) + 16,5 m(у) + 37,7 m(ж)] [кДж] К = 1514 кДж (336 кКал)

Слайд 110

Описание слайда:

Закон Гесса На основании данных по калорийности пищевых продуктов, составляется научно- обоснованные нормы их потребления для различных граждан населения, в зависимости от пола, возраста, характера труда. Пользуясь этими данными как средними величинами, врач составляет нормы потребления пищевых веществ для каждого пациента в отдельности. Норма суточного потребления для взрослого организма: Белков-80-100 г. Жиров-60-70 г. Углеводов-370-450 г.

Слайд 111

Описание слайда:

Закон Гесса Суточная потребность человека в энергии составляет: 1. При легкой работе в сидячем положении-8400-11700 кДж (2000-2800 ккал). 2. При умеренной и напряженной мышечной работе- 12500-15100 кДж (3000-3600 ккал). 3. При тяжелых физических нагрузках-16700-20900 кДж (4000-5000 ккал).

Слайд 112

Описание слайда:

Слайд 113

Описание слайда:

Второе начало термодинамики

Слайд 114

Описание слайда:

Слайд 115

Описание слайда:

Слайд 116

Описание слайда:

Слайд 117

Описание слайда:

Слайд 118

Описание слайда:

Слайд 119

Описание слайда:

Слайд 120

Описание слайда:

Слайд 121

Описание слайда:

Слайд 122

Описание слайда:

Второе начало термодинамики

Слайд 123

Описание слайда:

Второе начало термодинамики Больцман: самопроизвольно могут протекать только такие процессы, при которых система из менее вероятного состояния переходит в более вероятное состояние.

Слайд 124

Описание слайда:

Второе начало термодинамики Для изолированной системы (при Е=const, V= const) критерием самопроизвольности процесса является энтропия (S). Процесс протекает самопроизвольно, если ΔS > 0. Протекает обратный процесс, если ΔS < 0 В момент равновесия ΔS = 0.

Слайд 125

Описание слайда:

Самопроизвольные процессы Пример Свободное перемещение газа

Слайд 126

Описание слайда:

Самопроизвольные процессы Пример Свободное перемещение газа

Слайд 127

Описание слайда:

Второе начало термодинамики

Слайд 128

Описание слайда:

Второе начало термодинамики Для процессов, протекающих при р=соnst и Т=соnst, роль термодинамического потенциала выполняет энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал), а в случае процессов, протекающих при V=соnst и Т=соnst – энергия Гельмгольца ΔF (изохорно-изотермический потенциал).

Слайд 129

Описание слайда:

Второе начало термодинамики

Слайд 130

Описание слайда:

Второе начало термодинамики Математическое выражение 2-го начала термодинамики: ΔG0пр. = ∑nΔG0обр(прод) - ∑nΔG0обр(реагент), ΔG0пр.= ΔН0 – ТΔS0.

Слайд 131

Описание слайда:

Биоэнергетика

Слайд 132

Описание слайда:

Особенности организации живых систем: Биологические системы являются открытыми. Процессы в живых системах в конечном итоге необратимы. Живые системы не находятся в состоянии равновесия. Все биологические системы гетерогенны.

Слайд 133

Описание слайда:

Биоэнергетика Основным источником энергии для организма человека является химическая энергия, заключенная в пищевых продуктах, часть которой (за вычетом энергии, выводимой из организма с продуктами жизнедеятельности) расходуется на: 1) совершение работы внутри организма, связанной с дыханием, кровообращением и т.д.; 2) нагревание вдыхаемого воздуха, потребляемой воды и пищи; 3) покрытие потерь теплоты в окружающую среду с выдыхаемым воздухом и с продуктами жизнедеятельности и т.д.

Слайд 134

Описание слайда:

Слайд 135

Описание слайда:

Белки, жиры и углеводы служат субстратами окислительного фосфорилирования - одного из важнейших компонентов клеточного дыхания, приводящего к получению энергии в виде АТФ.

Слайд 136

Описание слайда:

Энергетический обмен Энергетический обмен в клетке в основном связан с расщеплением макроэргических связей АТФ.

Слайд 137

Описание слайда:

Слайд 138

Описание слайда:

Биоэнергетика

Слайд 139

Описание слайда:

Биоэнергетика В термодинамике открытых систем важной величиной является производная энтропии по времени, которая показывает прирост энтропии в единицу времени. В стационарном состоянии организма эта производная всегда больше нуля. Cнижении энтропии (негэнтропия) за счет потребления организмом из окружающей среды питательных веществ с низким значением энтропии происходит одновременно с увеличением энтропии за счет выделения в среду продуктов распада, обладающих высокой энтропией.

Слайд 140

Описание слайда:

Теорема Пригожина dS/dt = dS орг/dt орг + dS среда/dt среда dS/dt – скорость изменения энтропии; dS орг/dt орг – скорость изменения энтропии внутри организма; dS среда/dt среда – скорость изменения энтропии вследствие обмена организма с окружающей средой и массой и энергией.

Слайд 141

Описание слайда:

Биоэнергетика Производство энтропии возрастает в период эмбриогенеза, при процессах регенерации и при росте злокачественных новообразований.

Слайд 142

Описание слайда:

Вопросы для самоконтроля

Слайд 143

Описание слайда:

СПАСИБО ЗА ВАШЕ ВНИМАНИЕ! СПАСИБО ЗА ВАШЕ ВНИМАНИЕ!

Слайд 144

Описание слайда:

Слайд 145

Описание слайда:

Равновесное состояние - такое состояние системы, когда при постоянных внешних условиях параметры системы не изменяются во времени.

Слайд 146

Описание слайда:

Химическое равновесие Истинное CO + H2O CO2 + H2

Слайд 147

Описание слайда:

Термодинамика химического равновесия

Слайд 148

Описание слайда:

Закон действующих масс (гомогенные системы) aA + bB dD + eE c(A) = [A] = const c(B) = [B] = const c(D) = [D] = const c(E) = [E] = const

Слайд 149

Описание слайда:

Термодинамика химического равновесия Константа химического равновесия зависит от природы реагирующих веществ и температуры и не зависит от их концентрации. Константа равновесия (КС ) может изменяться от 0 до ∞. Если k = 0, реакция не протекает; K = ∞, реакция идет до конца; K> 1, химическое равновесие смещено в сторону образования продуктов; K< 1, химическое равновесие смещено в сторону образования реагентов.

Слайд 150

Описание слайда:

Сдвиг химического равновесия Анри Луи Ле Шателье (1884): Любое воздействие на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, вызывает в ней изменения, стремящиеся ослабить это воздействие.

Слайд 151

Описание слайда:

Влияние температуры Реакция эндотермическая – Q, ΔH > 0 при повышении температуры при понижении температуры

Слайд 152

Описание слайда:

Принцип Ле Шателье CaCO3 CaO + CO2 – Q (ΔH > 0) при повышении температуры 2NO N2 + O2 + Q (ΔH < 0) при повышении температуры

Слайд 153

Описание слайда:

Влияние концентрации Введение реагента Удаление реагента

Слайд 154

Описание слайда:

Принцип Ле Шателье 2SO2 + O2 2SO3 при увеличении концентрации О2

Слайд 155

Описание слайда:

Влияние давления aA + bB dD + eE если d + e = a + b

Слайд 156

Описание слайда:

Принцип Ле Шателье Δn(газ.) > 0 при повышении давления при понижении давления

Слайд 157

Описание слайда:

Влияние давления N2 + 3H2 2NH3 Δn(газ.) = 2 – 4 < 0 при повышении давления

Слайд 158

Описание слайда:

Принцип Ле Шателье Катализатор не влияет на Kc не является реагентом или продуктом => не смещает химическое равновесие ускоряет его достижение

Слайд 159

Описание слайда:

Термодинамика химического равновесия Направление данной химической реакции общего вида: aA + bB cC + dD при заданных концентрациях веществ (A, B, C, D) при постоянной температуре можно представить с помощью уравнения изотермы: где ΔGр-я –изменение энергии Гиббса реакции, ΔG 0р-я – изменение стандартной энергии Гиббса ΔG0р-я = -RТℓnКс.

Слайд 160

Описание слайда:

Термодинамика химического равновесия Пс – величина стехиометрического соотношения концентраций веществ, участвующих в реакции при заданных условиях: Преобразованное уравнение изотермы: ΔGр-я = -RT ℓn + RT ℓn =RT (ℓn - ℓn ) ΔGр-я = RT ℓn

Слайд 161

Описание слайда:

Термодинамика химического равновесия Анализ уравнения изотермы Если ПС > КС, то – протекает обратный процесс. Если ПС < КС, то – протекает прямой процесс. Если ПС = КС, то - состояние равновесия.