10) Энергия Гиббса. Прогнозирование направления самопроизвольно

протекающих процессов в изолированной и закрытой системах; роль

энтальпийного и энтропийного факторов. Термодинамические условия

равновесия.

В закрытой и открытой системе критерием самопроизвольного протекания процесса является уменьшение энергии Гиббса (G).

G=H-TS

H – энтальпия

T – температура

S – энтропия

Используя энергию Гиббса, второй закон термодинамики можно выразить так:

При постоянстве температуры и давления в системе самопроизвольно протекают только процессы, ведущие к уменьшению энергии Гиббса. В состоянии равновесия энергия Гиббса равна нулю.

∆G ≤0 (р, Т=const)

При ∆G<0 реакция самопроизвольно протекает в прямом направлении;

∆G>0 в обратном направлении

∆G=0 реакция находится в состоянии равновесия.

_{Изменение энергии Гиббса определяется формулой}

_{Первое слагаемое называют энтальпийным фактором, второе – энтропийным фактором. Уменьшению энергии Гиббса, а значит и самопроизвольному протеканию процесса, способствует уменьшение ∆Н (процессы с выделением тепла) и рост энтропии (процессы с ростом разупорядоченности в системе).}

11) Стандартная энергия Гиббса образования вещества, стандартная энергия

Гиббса биологического окисления вещества.(?) Стандартная энергия Гиббса

реакции.

Энергия Гиббса образования веществ - это изменение энергии Гиббса системы при образовании 1 моль вещества из простых веществ, устойчивых при 298 К.

Энергия Гиббса образования простых веществ Δ_fG принимается равной нулю. Если образующееся вещество и исходные простые вещества находятся в стандартных состояниях, то энергия Гиббса образования называется стандартной энергией Гиббса образования вещества Δ_fG⁰. Ее значения приводятся в справочниках.

_{Стандартная энергия Гиббса химической реакции рассчитывается по формуле с использованием табличных данных:}

_или

_где

12) Понятие экзергонических и эндергонических процессов, протекающих в

организме. Принцип энергетического сопряжения.

Экзергонические процессы – химические реакции, в результате которых уменьшается энергия Гиббса и система совершает работу.

Эндергонические процессы – химические реакции, в результате которых возрастает энергия Гиббса и над системой совершается работа.

Например, окисление глюкозы в крови процесс экзергонический, поскольку, сопровождается уменьшением энергии Гиббса, а в результате этой реакции возможно осуществлять различные виды работ в организме.

В основе биоэнергетических процессов лежит принцип энергетического сопряжения, в соответствии с которым молекулярные превращения, приводящие к возрастанию свободной энергии, — эндергонические реакции (например, синтез белков из аминокислот, гликогена из глюкозы, жиров из жирных кислот и глицерина за счет энергии АТФ) — находятся в динамическом равновесии с экзергоническими, происходящими со значительным уменьшением энергии (гликолиз и окисление органических веществ кислородом, гидролиз АТФ с образованием АДФ и фосфата.

13) Химическое равновесие.

Химическое равновесие – это такое состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакций равны между собой.

В равновесии изменения изобарно-изотермического потенциала (∆G) и изохорно-изотермического потенциала (∆F) равны нулю.

14) Обратимые и необратимые по направлению реакции.

Обратимые реакции — химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях (прямом и обратном). Направление обратимых реакций зависит от концентраций веществ.

Необратимые реакции — реакции, при которых взятые вещества нацело превращаются в продукты реакции, не реагирующие между собой при данных условиях.

15) Термодинамические условия равновесия в изолированных и закрытых

системах. (?)

Изолированная система, не обменивающаяся со средой веществом и энергией, со временем всегда приходит к термодинамическому равновесию и не может самопроизвольно из него выйти. Постепенный переход системы из неравновесного состояния, вызванного внеш. воздействием, в состояние термодинамического равновесия называющиеся релаксацией.

16) Константа химического равновесия.

Конста́нта равнове́сия — величина, определяющая для данной химической реакции соотношение между термодинамическими активностями (либо, в зависимости от условий протекания реакции, парциальными давлениями, концентрациями или фугитивностями) исходных веществ и продуктов в состоянии химического равновесия (в соответствии с законом действующих масс).

Расчет константы равновесия:

Пример: H₂+I₂=2HI

K_p=[H₂]∙[I₂]/[HI]²

_{Из закона действующих масс:}

(Р_D^d ·P_C^c) /( Р_A^a ·P_B^b)

а, b, c, d - стехиометрические коэффициенты

Константа равновесия может быть выражена не только через парциальные давления газообразных участников реакции, но и через молярные концентрации и мольные доли исходных веществ и продуктов реакции.

_{КР= КС (RT)}^∆n _{= Кχ (Pобщ)} ^∆n

К_С – константа равновесия, выраженная через концентрации участников реакции

R- газовая постоянная, R=8,314 Дж/(моль К)

∆n-разность количеств вещества конечных и исходных газообразных участников реакции

К_χ– константа равновесия, выраженная через мольные доли участников реакции

Р_общ – общее давление.