Термодинамика и кинетика

Химическая термодинамика и кинетика

Термодинамика и кинетика

  1. Химическая термодинамика и кинетика. Химические и фазовые равновесия
  2. Теоретические основы мембранных технологий
  3. Решение задач по химической термодинамике

                 

  1. Химическая  термодинамика и  кинетика.

    Химические и фазовые равновесия

Современная наука естествознание начала приобретать свои основные черты после работ Галилео Галилея (1564-1642).

В своих трудах по механике и астрономии он соединил наблюдение, эксперимент и умозрительный анализ полученных данных, позволяющий создавать подлинно научную теорию.

В период бурного развития естествознания на рубеже XVIII — XIX веков мышление большинства ученых явно или подсознательно основывалось на механическом детерминизме, который лучше всего выражен французским математиком Пьером Симоном Лапласом (1749-1827), утверждавшим:

«Интеллект, располагающий точными и подробными сведениями о местонахождении всех вещей, из которых состоит мир, и действии всех природных сил и способный подвергнуть анализу столь огромное количество данных, смог бы запечатлеть в одной и той же формуле движение самых больших тел во Вселенной и мельчайших атомов; для него не оставалось бы неясностей, и будущее, как и прошлое, показалось бы ему настоящим» [1]

Результатом распространения подобного типа научного мышления было появление книги немецкого зоолога и философа Эрнста Геккеля (1834-1919) «Мировые загадки»(1899), в которой всем тайнам жизни давались “простые” материалистические (механистические) объяснения. Такое мышление не следует считать морально устаревшим – на подобном механическом детерминизме основана современная генная инженерия.

Очевидно, что механические модели могут успешно применяться только в определенных границах.

Например, классическая механика, по поводу которой и высказывался Лаплас, перестает строго выполняться как в микромире (там работают законы квантовой механики, в том числе принцип неопределенности), так и в космических масштабах (там необходимо использовать формулы теории относительности). Но при четком понимании границ применимости математических методов и физических моделей ими можно успешно пользоваться в химии.

Расчетные методы пришли в химию во второй половине XIX века, когда химические системы стало возможно описывать в рамках науки о направлении и пределах превращений тепловых процессов – термодинамики.

Химическая   термодинамика – наука о зависимости направления  и  пределов превращений веществ от условий, в которых эти вещества находятся [1].

Термин предложил в 1851 г. английский ученый Уильям Томсон (лорд Кельвин с 1892) (1824-1907), когда сформулировал второе начало термодинамики.

Рудольф Юлиус Эмануэль Клаузиус (1822-1888) – немецкий ученый, называл новую науку «механической теорией тепла». 
Первые предпосылки для создания  термодинамики  заложены в 1760-1762 гг.

, когда шотландец Джозеф Блэк (1728-1799) ввел различие между количеством тепла  и  температурой, измерил теплоту плавления льда, ввел понятие «теплоемкость».

Химическая термодинамика рассматривает взаимосвязи между работой и энергией применительно к химическим превращениям. Поскольку химическое превращение обычно сопровождается высвобождением или поглощением определенного количества теплоты, оно подчиняется фундаментальным началам термодинамики.

Химическая термодинамика определяет, в первую очередь, условия протекания химических реакций и равновесных состояний, которые они достигают. В каждом веществе запасено определенное количество энергии.

С этим свойством веществ мы сталкиваемся за завтраком, обедом, ужином, так как продукты питания позволяют нашему организму использовать энергию химических соединений, содержащихся в пище. В организме эта энергия преобразуется в движение, работу, идет на поддержание постоянной температуры тела.

Энергия химических соединений сосредоточена в химических связях, например, реакция горения, экзотермические и эндотермические реакции.

В отличие от других разделов физической химии (строение вещества  и   химическая   кинетика ),  химическую   термодинамику  можно применять, ничего не зная о молекулярном строении вещества. Такое описание требует значительно меньше исходных данных.

Конкретный объект термодинамического исследования называют термодинамической системой или просто системой, выделенной из окружающего мира реально существующими или воображаемыми поверхностями. Системой может быть газ в сосуде, раствор реагентов в колбе, кристалл вещества или даже мысленно выделенная часть этих объектов.

По уровням взаимодействия с окружающей средой термодинамические системы принято делить на открытые – обмениваются с окружающей средой веществом  и  энергией (например, живые объекты),  
закрытые – обмениваются только энергией (например, реакция в закрытой колбе или колбе с обратным холодильником), наиболее частый объект  химической  термодинамики,  и изолированные – не обмениваются ни веществом, ни энергией  и  сохраняют постоянный объем (приближение – реакция в термостате).  

Процесс в  термодинамике  – это не развитие события во времени, а последовательность равновесных состояний системы, ведущих от начального набора термодинамических переменных к конечному.

 Термодинамика  позволяет полностью решить поставленную задачу, если исследуемый процесс в целом описывается совокупностью равновесных стадий.

Например, работа реактивного двигателя – это последовательность почти равновесных процессов в каждом малом сечении двигателя (быстрые реакции быстро устанавливают равновесие).

По В.А.Кирееву, равновесным состоянием называется такое термодинамическое состояние системы, которое не изменяется во времени, причем эта неизменяемость не обусловлена протеканием какого-либо внешнего процесса.

При устойчивом равновесии любые состояния, смежные с ним, являются менее устойчивыми,  и  переход к ним из состояния устойчивого равновесия всегда связан с необходимость затраты работы извне.

Общие условия осуществления и свойства равновесных процессов:  1. Бесконечно малая разность действующих и противодействующих сил.  2. Совершение в прямом процессе наибольшей максимальной работы.  3.

Бесконечно медленное течение процесса, связанное с бесконечно малой разностью действующих сил и бесконечно большим числом промежуточных состояний.  4. Абсолютные значения работ прямого и обратного процессов одинаковы. 5.

Изменение внешней силы на бесконечно малую величину меняет направление процесса на обратный.  

6. Пути прямого  и  обратного процессов совпадают.

В расчетах используют  численные данные (табличные) о термодинамических свойствах веществ. Даже небольшие наборы таких данных позволяют рассчитывать множество различных процессов.

 
Для расчета равновесного состава не требуется записывать уравнения возможных  химических  реакций, достаточно учесть все вещества, которые могут в принципе составлять равновесную смесь.

Таким образом,  химическая   термодинамика  не дает чисто расчетного (неэмпирического) ответа на вопрос «почему?»  и  тем более «как?»; она решает задачи по принципу «если …, то …».

Законы  термодинамики 

В большинстве курсов  химической   термодинамики  рассматривается три закона. Однако для строгого определения термического равновесия в 1931 г. англ. Р.

Фаулер сформулировал закон, который называют нулевым:  
Две системы, находящиеся в термическом равновесии с третьей системой, состоят в термическом равновесии друг с другом[4].  Первый закон  термодинамики  – закон сохранения и превращения энергии.

 

Его формулировки: Энергия не создается  и  не уничтожается, она лишь переходит из одной формы в другую.  Вечный двигатель (perpetuum mobile) первого рода невозможен. В любой изолированной системе общее количество энергии постоянно.

Закон сохранения механической энергии установил Г.В.Лейбниц (1686), а закон сохранения энергии для немеханических явлений — Ю.Р.Майер (1842), Дж.П.Джоуль (1843-50) и Г.Л.Гельмгольц (1847).

Для термохимических расчетов закон сохранения энергии используется в формулировке Г.И.

Гесса: «Когда образуется какое-либо  химическое  соединение, то при этом всегда выделяется одно и то же количество тепла независимо от того, происходит ли образование этого соединения непосредственно или же косвенным путем и в несколько приемов» Этот закон «постоянства сумм тепла» Гесс огласил в докладе на Конференции Академии наук 27 марта 1840 г.

Второе начало  термодинамики в формулировке немецкого физика Р.Клаузиуса звучит так: «Теплота не переходит самопроизвольно от холодного тела к более горячему».

Закон сохранения и превращения энергии (I начало) а принципе не запрещает такого перехода, лишь бы количество энергии сохранялось в прежнем объеме. В реальности такого никогда не происходит.

Вот эту то односторонность, однонаправленность перераспределения в замкнутых системах и подчеркивает II начало. Для отражения этого процесса в термодинамику было введено новое понятие «энтропия» — мера беспорядка системы (от греч.

«эн» – «в», «внутрь»  и  «тропе» – «поворот», «превращение»). Изменение энтропии равно (по определению) минимальной теплоте, подводимой к системе в обратимом (все промежуточные состояния равновесны) изотермическом процессе, деленной на абсолютную температуру процесса:   S = Qмин./T

Более точная формулировка II начала термодинамики приняла вид: «при самопроизвольных процессах в системах, имеющих постоянную энергию, энтропия всегда возрастает.

Физический смысл возрастания энтропии сводится к тому, что состоящая из некоторого множества изолированная (постоянная) система стремится перейти в состояние с наименьшей упорядоченностью движения частиц.

Это наиболее простое состояние системы или состояние термодинамического равновесия, при котором движение частиц хаотично. Максимальная энтропия означает полное термодинамическое равновесие, что эквивалентно полному хаосу.

Общий итог достаточно печален: необратимая направленность процессов преобразования энергии в изолированных системах рано или поздно приведет к превращению всех видов энергии в тепловую, которая рассеется, т.

е в среднем равномерно распределится между всеми элементами системы, что и будет означать термодинамическое равновесие или полный хаос. Если наша Вселенная замкнута, то ее ждет именно такая незавидная участь.

Из хаоса, как утверждали древние греки, она родилась, в хаос же она возвратится, как предполагает классическая термодинамика.

Третий закон  термодинамики  (постулат Планка)

В 1911 г. Макс Планк предложил следующий постулат: энтропия правильно сформированного кристалла чистого вещества при абсолютном нуле равна нулю. Этот постулат может быть объяснен статистической  термодинамикой, согласно которой энтропия есть мера беспорядочности системы на микроуровне:

S = kblnW        «уравнение Больцмана», выведено М.Планком в 1900 г. W – число различных состояний системы, доступное ей при данных условиях, или термодинамическая вероятность макросостояния системы. 

kb = R/NA = 1,38.10-16 эрг/град – постоянная Больцмана

В 1872 г. Л.Больцман предложил статистическую формулировку второго закона  термодинамики : изолированная система эволюционирует преимущественно в направлении большей термодинамическоой вероятности.[2]

Следует всегда помнить, что второй закон  термодинамики  не является абсолютным; он теряет смысл для систем, содержащих малое число частиц,  и  для систем космического масштаба [4].

Второй закон, особенно в статистической формулировке, неприменим к живым объектам, которые представляют собой открытые системы и постоянно уменьшают энтропию, создавая идеально упорядоченные молекулы, например, за счет энергии солнечного света.

Введение энтропии дало возможность установить критерии, позволяющие определить направление  и  глубину протекания любого химического процесса (для большого числа частиц в равновесии).

Макроскопические системы достигают равновесия, когда изменение энергии компенсируется энтропийной составляющей:

При постоянном объеме и температуре:

Uv = T Sv или (U-TS) F = 0 энергия Гельмгольца или изохорно-изотермический потенциал

При постоянном давлении и температуре:

  • Hp = T Sp или (H-TS)    G = 0 энергия Гиббса или свободная энергия Гиббса или изобарно-изотермический потенциал

химическая   кинетика  – наука о  химическом  процессе, его механизме  и  закономерностях протекания во времени.

Источник: https://student.zoomru.ru/him/himicheskaya-termodinamika-i-kinetika/44793.345614.s1.html

Термодинамика и кинетика

Термодинамика и кинетика

Главными направлениями современной науки считаются термодинамика и кинетика химических реакций, которые помогают ученым теоретически объяснить скорость и эффективность протекания реакций. В соответствии с господствующей гипотезой «соударения», указанные параметры непосредственно зависят от концентрации реагирующих частиц и кинетической энергии нестабильного движения молекул веществ.

Рисунок 1. Термодинамика и кинетика фазовых переходов в НДС. Автор24 — интернет-биржа студенческих работ

Однако высокая эффективность и скорость многих химических реакций имеет место и при достаточно низких концентрациях и пониженной температуре. В таком случае весь процесс обеспечивается обязательным наличием в реакционной среде катализатора — устройства, которое ускоряет действие элементов, но не входит в основной состав ее конечных продуктов.

При этом тесное и зачастую хаотичное взаимодействие реагирующих элементов с катализаторами не всегда имеет химическую природу.

Эффективность данных процессов в живых организмах ограничена крайне низкими температурами, помогающие связать систему низкими концентрациями действующих частиц, что помогает сохранить белковую структуру. Все клеточные реакции в этом аспекте будут являться каталитическими.

Ничего непонятно?

Попробуй обратиться за помощью к преподавателям

Замечание 1

Роль ключевых катализаторов большинства химических процессов в живых клетках играют белки в виде ферментов.

Базой стабильного механизма работы многих белковых элементов выступает соответствие пространственной структуры реагирующих тел и его личного пространства по принципу «ключа» или же «замочной скважины». Как правило, все ферменты считаются высокоспецифичными, следовательно, могут обеспечивать максимум две однотипные реакции.

Все химические реакции в термодинамике делятся на два типа:

  1. Обратимые – не расходуют полностью энергию реагирующих элементов, так как эти процессы протекают в обратном и прямом направлении.
  2. Необратимые — протекают только в одном направлении, в результате чего образование продуктов исследуемой реакции происходит до полного расходования хотя бы одного из действующих химических веществ.

Химическая термодинамика и кинетика

Рисунок 2. Химическая кинетика. Автор24 — интернет-биржа студенческих работ

Определение 1

Химическая термодинамика – это раздел химии, рассматривающий взаимосвязи между функционалом системы и энергией, которые возможно применить только к химическим превращениям.

Взаимообмен внутренней энергией между активной системой и внешней средой тщательно и понятно описывают термодинамические законы.

Использование принципов и постулатов термодинамики в химии позволяет исследователям решить важный вопрос о принципиальной вероятности различных химических процессов, конкретных условиях их появления, а также определить степень трансформации реагирующих веществ в процессах и оценить их дальнейшую энергетику.

Определение 2

Механическая и тепловая энергия — алгебраические постоянные величины, которые в термодинамике обозначаются знаками $Q$ и $А$.

Термодинамические законы рассматриваются по отношению к системе, которая поглощает энергию химических веществ. Получаемый концепцией энергетический потенциал обозначается знаком «+», отданный системой — знаком «—».

Переменные параметры который определяют состояние системы, называются величинами состояния. Среди них в науке наиболее часто применяются:

  • температура рабочего тела;
  • давление окружающей среды;
  • объем и состав активной концепции.

Состояние системы и про­исходящие в ней изменения возможно охарактеризовать посредством основных функций состояния, напрямую зависящих от показателей химического элемента и от пути перехода изучаемого предмета из одного состояния в другое. К ним ученые относят внутреннюю энергию, энтропию энтальпию и изобарно-изотермический потенциал.

Замечание 2

Протекающие при постоянном давлении явления называются изобарными, процессы, действующие при постоянном объеме — изохорные, при неизменной температуре — изотермические.

Большинство экспериментов в химии проводится в открытых сосудах, то есть при постоянном, атмосферном давлении. Химическая кинетика исследует и описывает ключевые характеристики физического процесса, как скорость будущей реакции и прямая зависимость ее от внешних факторов.

Для удобства расчетов скорость химических процессов определяют по изменению концентрации действующих веществ за единицу времени. Для точного определения скорости реакции достаточно определить уровень концентрации в пространстве только одного из участвующих в системе элементов, причем абсолютно не важно какого — исходного или конечного.

В термохимических формулах все тепловые эффекты реакций записываются в расчете на 1 моль конечного или начального вещества. Поэтому здесь возможно допущение дробных коэффициентов. При химических процессах возникает диалектический закон борьбы противоположностей и единства системы.

С одной стороны, любая концепция стремится к упорядочению – уменьшению переменной Н, а с другой стороны – к хаосу и беспорядку. Первая тенденция автоматически увеличивается с понижением температуры, а вторая – с ее постепенным повышением.

Тенденцию к беспорядочному движению характеризует химическая величина, названная энтропией $S$ [Дж/(моль. К)].

Кинетика биологических процессов

Рисунок 3. Кинетика биологических процессов. Автор24 — интернет-биржа студенческих работ

Базой для процессов обмена клетки с окружающей средой и внутреннего метаболизма служит достаточно сложная сеть организованных конкретным образом в пространстве и времени разных реакций.

В итоге действия этих процессов кардинально изменяются концентрации активных веществ, количество отдельных клеток, биомасса живых организмов.

Также могут трансформироваться и другие величины такие, как трансмембранный потенциал в клетке.

Изменения всех указанных переменных величин во времени и составляют основу кинетики биологических явлений. Таким образом: данная научная сфера исследует закономерности протекания биохимических процессов во времени, их механизмы вероятных превращений в зависимости от разных факторов (концентрации реагирующих веществ, температуры, давления, Рн среды и так далее).

Все существующие гомогенные элементарные реакции различают на сегодняшний день по числу активных молекул, участвующих в начальном акте химического взаимодействия. По этому признаку реакции в химии принято подразделять на бимолекулярные, мономолекулярные и тримолекулярные.

Определение 3

Порядок процесса по данному веществу — главный показатель степени при концентрации в кинетическом уравнении реакции.

Скорость реакции и эффективность нулевого порядка всегда постоянна во времени и не зависит от действия реагирующих веществ. Этот критерий характерен для гетерогенных устройств в том случае, если общая скорость диффузии химических реагентов меньше скорости их превращения к поверхности раздела фаз.

Значение термодинамики и кинетики в науке

Замечание 3

Кинетика и термодинамика различных видов химических реакций уже давно легли в основу таких направлений современной науки, как самоуправляемые химические сложные реакции и химическая эволюция.

Создавая полноценный комплекс определенных физических условий, источников катализаторов и тепловой энергии, возможно добиться того, что смесь простых элементов приведет к разработке важного продукта с помощью последовательности неконтролируемых человеком реакций с возникновением промежуточных соединений.

Таким образом, в непостоянных условиях ультрафиолетового облучения электрических химических разрядов, из смеси аммиака, водорода, окиси углерода, метана, углекислого газа, и минимальных количеств кислорода, ученые смогли получить самопроизвольный синтез сахаров, аминокислот и азотистых оснований. Например — предшественники хлорофилл и ферментов растений. Все это в принципе доказывает вероятность возникновения более сложных органических соединений из простых химических веществ посредством самопроизвольной эволюции в химии.

Источник: https://spravochnick.ru/fizika/termodinamika/termodinamika_i_kinetika/

Термодинамика и кинетика 2020

Термодинамика и кинетика

Подобно молекулярно-кинетической теории газов, термодинамика связана с анализом газов.

Однако, хотя молекулярно-кинетическая теория газов изучает газовые процессы с микроподходом, термодинамика, с другой стороны, имеет макроскопический подход.

Это означает, что термодинамика не рассматривает процессы на уровне молекулы, но газ рассматривается как целое, а газовые процессы феноменологически наблюдаются. Основные параметры определяются при наблюдении за газовым процессом.

Что такое термодинамика?

Термодинамика — это наука, которая изучает случаи взаимной трансформации тепла и других форм энергии (механических, химических, электрических). Хорошо известно, что тепло от механической работы.

Мы знаем, что работа превращает механическую энергию в тепло. Хорошо известно, что тепло может также превращаться в механическую работу — например, нагретая вода испаряется и что пар может вызывать турбину, выполняющую механическую работу. Однако это тепловое преобразование не просто и никогда не бывает полным.

Разрешение отношений при преобразовании работы в тепло или тепло в механическую работу привело к термодинамике как к науке.

Термодинамика развилась из результатов, полученных в результате экспериментов, и основывается на экспериментально определенных законах, т. Е. Законах термодинамики.

Отметим: первое равновесие постулата гласит, что каждая система естественных тел стремится к состоянию равновесия, и когда она достигает этого, система больше не может самостоятельно себя изменять.

Второе равновесие постулата говорит нам, что если одно из двух тел в тепловом балансе находится в равновесии с каким-то третьим телом, то третий тело также находится в равновесии с остальным телом. Второй постулат о равновесии также называется нулевым законом термодинамики. T

первый закон термодинамики — это расширение общего естественного закона к тепловым явлениям. Это закон сохранения и преобразования энергии. Второй закон термодинамики указывает на ход процессов, происходящих в природе, которая нас окружает, и выражает особенность этих процессов. Третий закон термодинамики позволяет однозначно определить важный термодинамический размер состояния — энтропия.

Что такое кинетика?

Кинетика является частью теоретической механики, которая изучает движение тел и сил, которые вызывают это движение. Кинетика является частью механики, которая изучает положение тела и материальных точек (частиц), описывающих его движение, не анализируя причину движения.

Для описания отдельных движений необходимо также выбрать соответствующую систему координат, на основе которой будет выполняться описание движения. Различают одномерные (линейные), двумерные (плоские) и трехмерные (пространственные) системы координат.

С другой стороны, кинетика является частью механики, которая анализирует движение твердого тела / частицы под действием силы, описывая влияние силы с использованием разных законов и отношений. Проблемы, решаемые кинетикой, можно разделить на два основных вопроса:

  • Сколько сил действует в точке, если известно ее движение? Решение этого вопроса вытекает из Закона Ньютона II, т. Е. Если известен закон движения метрической точки, силы, которые производят это движение, должны быть определены.
  • Каково движение точки, если известны известные силы, действующие на точку? Эта задача решается путем интегрирования дифференциальных уравнений движения, т. Е. Если известные силы, действующие на метрическую точку, точечное движение определяется интегрированием дифференциальных уравнений движения. В технике мы в основном решаем этот второй вопрос, который также называется основной задачей динамики (кинетика).

Задачей кинетики является установление дифференциальных уравнений движения и их интегрирование. Дифференциальные уравнения материалов движущихся точек выведены из основного закона динамики — II закона Ньютона.

Разница между термодинамикой и кинетикой

Термодинамика — это наука, которая изучает явления, создаваемые взаимосвязью тепловой и других форм энергии (механической, химической, электрической). Кинетика является частью теоретической механики, в которой изучаются законы движения метрических тел под действием силы. Кинетика изучает взаимосвязь между движением тела и образцами, полученными ИКТ, то есть силой и импульсом.

Термодинамика связана с тем, возможен ли процесс (реакция), а кинетика анализирует скорость (скорость) процесса.

Термодинамика используется в стабильных равновесных системах, а кинетика применима в переходных системах.

Термодинамика показывает, имеется ли достаточная сила для индуцирования трансформации. Кинетика показывает, как преодолеть энергетический барьер, чтобы завершить полное преобразование.

Резюме термодинамики и кинетики

  • Термодинамика — это наука о тепловых и тепловых процессах. Он основан на опыте, который человек приобрел на макроскопических телах с общими размерами, с умеренной плотностью при умеренных температурах.Это отрасль физики, которая изучает энергию, ее преобразование между различными формами, такими как тепло, и способность выполнять работу. Термодинамика связана с макроскопическими системами с очень высокой степенью свободы.
  • Кинетика — это часть динамики, которая изучает влияние силы на движение тела. Он охватывает прямолинейное круговое движение вдоль кривой (например, параболическое движение). Принципами кинетики являются законы движения Ньютона и принцип кинетического равновесия Даламбера или те же законы, которые соответствуют теории относительности (в области высоких скоростей, масс).

Источник: https://ru.esdifferent.com/difference-between-thermodynamics-and-kinetics

Глава 4.3. Кинетика и термодинамика химических реакций

Термодинамика и кинетика

Разрыв химических связей сопровождается поглощением определенного количества энергии (эндотермическая реакция), а образование связи – выделением энергии (экзотермическая реакция). В зависимости от соотношения этих количеств в результате химической реакции энергия выделяется или поглощается.

Оба типа реакций являются идут в соответствии со вторым началом термодинамики для открытых систем. Экзотермические реакции порождают хаос, допуская утечку энергии в окружающую среду, но при этом понижают энтропию внутри системы, создавая новую более сложную структуру.

Эндотермические реакции понижают энтропию в окружающей среде и за счет энергии взятой извне увеличивают хаос внутри системы.

Основными направлениями современной химии являются кинетика и термодинамика химических реакций, которые позволяют теоретически объяснить эффективность и скорость протекания реакций. В соответствии с господствующей теорией «соударения», эффективность и скорость реакции зависят от концентрации реагирующих веществ и кинетической энергии хаотичного движения их молекул.

Однако высокая эффективность и скорость многих реакций имеет место и при низких концентрациях и пониженной температуре. В этом случае эффективность обеспечивается наличием в реакционной смеси катализатора — вещества, ускоряющего химическую реакцию, но не входящее в состав ее конечных продуктов. Например.

Механизм действия катализатора К в реакции А+В=АВ можно схематически показать так: 1) А+К=АК; 2) АК.+В=АВ+К. При этом взаимодействие реагирующих веществ с катализаторами не обязательно имеет химическую природу.

Эффективность реакций в живых клетках ограничена достаточно низкими температурами, связными с сохранением белковой структуры и низкими концентрациями реагирующих веществ, поэтому все клеточные реакции являются каталитическими. Роль катализаторов большинства реакций в живых клетках играют белки — ферменты.

В основе механизма работы многих ферментов лежит соответствие его пространственной структуры и пространственных структур реагирующих веществ по принципу «ключа» — «замочной скважины». Как правило, ферменты являются высокоспецифичными и обеспечивают только одну или несколько однотипных реакций.

Все химические реакции делятся на два типа: обратимые и необратимые. Необратимые реакции протекают только в одном направлении – образование продуктов реакции и идут до полного

расходования хотя бы одного из реагирующих веществ.

В ходе обратимых реакций ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Обратимыми называют реакции, которые одновременно протекают в прямом и обратном направлении.

Состояние обратимой реакции, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называется химическим равновесием. В равновесном состоянии прямая и обратная реакции не прекращаются.

Но так как их скорости при этом равны, то видимых изменений в системе не происходит: концентрации всех реагирующих веществ остаются постоянными.

Изучение термодинамики обратимых и необратимых химических реакций показало, что динамическое равновесие обратимых реакций может быть смещено, и направление этого смещения определяется принципом французского ученого Ле-Шателье.

Если на систему, находящуюся в состоянии динамического равновесия оказать внешнее воздействие (изменить концентрацию, температуру, давление), то равновесие смещается в сторону той реакции, которая противодействует этому воздействию. На этом принципе базируется саморегуляция равновесия не только химических реакций, но и любых других открытых систем.

Во многих химических реакциях сначала образуется небольшое вещество активных атомов или свободных радикалов, быстро реагирующих с молекулами исходных веществ, затем они снова образуются так, что их концентрация не меняется. Получается, что одна такая частица может вызвать цепь повторяющихся неразветвленных и разветвленных реакций (цепных реакций).

Кинетика и термодинамика различных типов химических реакций легли в основу таких направлений современной химии, как химическая эволюция и самоуправляемые сложные химические реакции.

Создавая комплекс определенных физических условий, источников энергии и катализаторов, можно добиться того, что смесь определенных простых веществ путем последовательности неконтролируемых человеком химических реакций с образованием промежуточных соединений, придет к созданию нужного нам конечного продукта.

Таким образом, в условиях ультрафиолетового облучения периодических электрических разрядов, из смеси водорода, аммиака, метана, окиси углерода, углекислого газа, сероводорода и минимальных количеств кислорода, удалось получить самопроизвольный синтез аминокислот, сахаров, азотистых оснований и более сложных органических соединений.

Например — предшественники ферментов и хлорофилл растений. Все это в принципе доказывает возможность появления сложных органических соединений из неорганических простых веществ путем самопроизвольной химической эволюции.

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском:

Источник: https://studopedia.ru/4_93809_glava--kinetika-i-termodinamika-himicheskih-reaktsiy.html

Тема 4. Химическая термодинамика и кинетика

Термодинамика и кинетика

Методическиесоветы

(Л.1,с. 168-210)

Втермохимии изучаются тепловые эффектыхимических реакций. Термохимическиерасчеты основаны на применении законаГесса. Основываясь на этом законе можновычислять тепловые эффекты реакций,пользуясь табличными данными (прил.,табл.3). Следует обратить внимание, чтотермохимические таблицы обычно построенына основе данных для простых веществ,теплоты образования которых принятыравными нулю.

Термодинамикаразрабатывает общие закономерностипротекания химических реакций. Этизакономерности могут быть количественноопределены следующими термодинамическимивеличинами: внутренней энергией системы(U),энтальпией (H),энтропией (S)и изобарно-изотермическим потенциалом(G-свободная энергия Гиббса).

Учениео скорости химических реакций называетсяхимической кинетикой. Центральнымивопросами этой темы являются закондействия масс и химическое равновесие.Обратить внимание на то, что учение оскорости химических реакций и о химическомравновесии имеет огромное значение ,так как позволяет управлять течениемхимических реакций.

Теоретическиеаспекты

4.1 Химическая термодинамика

Химическаятермодинамика– наука о зависимости направления ипределов превращений веществ от условий,в которых эти вещества находятся.

Вотличие от других разделов физическойхимии (строение вещества и химическаякинетика), химическую термодинамикуможно применять, ничего не зная омолекулярном строении вещества. Такоеописание требует значительно меньшеисходных данных.

Пример:

Энтальпиюобразования глюкозы нельзя определитьпрямым экспериментом:

6 C + 6 H2+ 3 O2= C6H12O6 (Hх- ?) такая реакция невозможна

6 CO2+ 6 H2O= C6H12O6+ 6 O2 (Hу- ?) реакцияидет в зеленых листьях, но вместе сдругими процессами.

Пользуясьзаконом Гесса, достаточно скомбинироватьтри уравнения сжигания:

1) C + O2= CO2 H1= -394 кДж

2) H2+ 1/2 O2= H2O(пар) H2= -242 кДж

3) C6H12O6+ 6 O2= 6 CO2+ 6 H2O H3= -2816 кДж

Складываемуравнения, «разворачивая» третье,тогда

Hх= 6 H1+ 6 H2- H3= 6(-394) + 6(-242) -(-2816) = -1000 кДж/моль

Прирешении не использованы никакие данныепо строению глюкозы; не рассматривалсятакже механизм ее горения.

Изобарныйпотенциал выражается в кДж/моль.Его изменение в процессе химическойреакции не зависит от пути протеканияреакции, а определяется лишь начальными конечным состоянием реагирующихвеществ (закон Гесса):

ΔGреакц= ΣΔGконечн.продукт- ΣΔGисходныхвеществ

Конкретный объекттермодинамического исследованияназывают термодинамической системой,выделенной из окружающего мира реальносуществующими или воображаемымиповерхностями. Системой может быть газв сосуде, раствор реагентов в колбе,кристалл вещества или даже мысленновыделенная часть этих объектов.

Если в системеесть реальные поверхностираздела,отделяющие друг от друга части системы,различающиеся по свойствам, то системаназывается гетерогенной(насыщенный раствор с осадком), еслитаких поверхностей нет, система называетсягомогенной(истинныйраствор). Гетерогенные системы содержатне менее двух фаз.

Фаза– совокупность всех гомогенных частейсистемы, одинаковых по составу и по всемфизическим и химическим свойствам (независящим от количества вещества) иотграниченных от других частей системыповерхностью раздела. Внутри одной фазысвойства могут изменяться непрерывно,но на поверхности раздела между фазамисвойства меняются скачком.

Компонентаминазывают вещества, минимально необходимыедля составления данной системы (минимумодин). Число компонентов в системе равночислу веществ в ней присутствующих,минус число связывающих эти веществанезависимых уравнений.

Поуровням взаимодействия с окружающейсредой термодинамические системыпринято делить на:

– открытые– обмениваются с окружающей средойвеществом и энергией (например, живыеобъекты);

– закрытые– обмениваются только энергией (например,реакция в закрытой колбе или колбе собратным холодильником), наиболее частыйобъект химической термодинамики;

– изолированные– не обмениваются ни веществом, ниэнергией и сохраняют постоянный объем(приближение – реакция в термостате).

Свойствасистемы разделяют на экстенсивные(суммирующиеся) – например, общий объем,масса, и интенсивные (выравнивающиеся)– давление, температура, концентрацияи т.п. Совокупность свойств системыопределяет ее состояние.

Многие свойствавзаимосвязаны, поэтому для гомогеннойоднокомпонентной системы с известнымколичеством вещества n достаточновыбрать для характеристики состояниядваиз трехсвойств: температуру T, давление p и объемV.

Связывающее свойства уравнениеназывают уравнением состояния, дляидеального газа это:

pV= nRT.

Законытермодинамики

Первый законтермодинамики: Энергияне создается и не уничтожается. Вечныйдвигатель (perpetuum mobile) первого роданевозможен. В любой изолированнойсистеме общее количество энергиипостоянно.

Вобщем случае, работа, совершаемаяхимической реакцией при постоянномдавлении (изобарный процесс), состоитиз изменения внутренней энергии и работырасширения:

Qp= U+ pV

Длябольшинства химических реакций,проводимых в открытых сосудах, удобноиспользовать функциюсостояния, приращение которой равнотеплоте, полученной системой в изобарномпроцессе.Эта функция называется энтальпия(от греч. «энтальпо» – нагреваю):

Qp= H=U+ pV

Другоеопределение: разностьэнтальпий в двух состояниях системыравна тепловому эффекту изобарногопроцесса.

Существуюттаблицы, содержащие данные по стандартнымэнтальпиям образования веществ Ho298.

Индексы означают, что для химическихсоединений приведены энтальпииобразования 1 моль их из простых веществ,взятых в наиболее устойчивой модификации(кроме белого фосфора – не самойустойчивой, а самой воспроизводимойформы фосфора) при 1 атм (1,01325∙105Па или 760 мм.рт.ст) и 298,15 К (25оС).Если речь идет об ионах в растворе, тостандартной является концентрация 1М(1 моль/л).

Знакэнтальпии определяется «с точкизрения» самой системы: при выделениитеплоты изменение энтальпии отрицательно,при поглощении теплоты изменениеэнтальпии положительно.

Второйзакон термодинамики

Изменениеэнтропииравно (по определению) минимальнойтеплоте, подводимой к системе в обратимом(все промежуточные состояния равновесны)изотермическом процессе, деленной наабсолютную температуру процесса:

S= Qмин./T

Наданном этапе изучения термодинамикиследует принять как постулат, чтосуществуетнекоторое экстенсивное свойство системыS, называемое энтропией, изменениекоторого так связано с процессами всистеме:

Всамопроизвольном процессе S> Qмин./T

Вравновесном процессе S= Qмин./T

Внесамопроизвольном процессе S< Qмин./T

Дляизолированной системы, где dQ = 0, получим:

Всамопроизвольном процессе S> 0

Вравновесном процессе S= 0

Внесамопроизвольном процессе S< 0

Вобщем случае энтропияизолированной системы или увеличивается,или остается постоянной:

S0

Понятиеэнтропии возникло из полученных ранееформулировок второго закона (начала)термодинамики. Энтропия – свойствосистемы в целом, а не отдельной частицы.

Третийзакон термодинамики (постулат Планка)

Энтропияправильно сформированного кристаллачистого вещества при абсолютном нулеравна нулю(Макс Планк, 1911г.). Этот постулат можетбыть объяснен статистическойтермодинамикой, согласно которойэнтропия есть мера беспорядочностисистемы на микроуровне:

S= kblnW- уравнение Больцмана

W– число различных состояний системы,доступное ей при данных условиях, илитермодинамическая вероятностьмакросостояния системы.

kb= R/NA= 1,38.10-16эрг/град – постоянная Больцмана

В1872 г. Л.Больцман предложил статистическуюформулировку второго закона термодинамики:изолированнаясистема эволюционирует преимущественнов направлении большей термодинамическоойвероятности.

Введение энтропиидало возможность установить критерии,позволяющие определить направление иглубину протекания любого химическогопроцесса (для большого числа частиц вравновесии).

Макроскопическиесистемы достигают равновесия, когдаизменение энергии компенсируетсяэнтропийной составляющей:

Припостоянном объеме и температуре:

Uv= TSvили (U-TS)=F= 0- энергия Гельмгольца или изохорно-изо-термический потенциал

Припостоянном давлении и температуре:

Hp= TSpили (H-TS) =G= 0 —энергияГиббса илисвободная энергия Гиббса илиизобарно-изотермический потенциал.

Изменение энергииГиббса как критерий возможностихимической реакции: G=H- TS

ПриG< 0 реакция возможна;

приG> 0 реакция невозможна;

приG= 0 система находится в равновесии.

Возможностьсамопроизвольной реакции в изолированнойсистеме определяется сочетанием знаковэнергетического (энтальпийного) иэнтропийного факторов:

Имеютсяобширные табличные данные по стандартнымзначениям G0и S0,позволяющие вычислить G0реакции.

Вслучае, если температура отличается от298 К и концентрации реагентов – от 1М,для процесса в общем виде:

aA+ bB cC+ dD

G= G0+ RT ln([C]c[D]d/[A]a[B]b)

Вположении равновесия G= 0 иG0= -RTlnKр,где

Kр= [C]cравн[D]dравн/[A]aравн[B]bравнконстанта равновесия

Kр= exp(-G˚/RT)

Пользуясьприведенными формулами, можно определитьтемпературу, начиная с которойэндотермическая реакция, при которойвозрастает энтропия, становится легкоосуществимой. Температура определяетсяиз условия:

G0= H0- TS0= 0;

T= H0/S0

Источник: https://studfile.net/preview/5050097/page:9/

Booksm
Добавить комментарий