Шпаргалки по "Неорганической химии"

Процесс называется термодинамически обрати–мым, если при переходе из начального состояния 1 в ко–нечное состояние 2 все промежуточные состояния  ока–зываются равновесными.

Процесс называется термодинамически необрати–мым, если хоть одно из промежуточных  состояний не–равновесно.

Обратимый процесс можно  осуществить лишь при до–статочно  медленном изменении параметров системы – температуры, давления, концентрации веществ и др. Скорость изменения параметров должна быть такой, что–бы возникающие в ходе процесса отклонения от равно–весия были пренебрежимо малы. Следует отметить, что с  обратимостью связана важная проблема медицины – консервация тканей при  низких температурах.

Обратимые процессы являются предельным случаем реальных процессов, происходящих в природе и осу–ществляемых  в промышленности или в лабораториях.

6. Второе начало  термодинамики. Энтропия 

Максимальная работа W_макс, которая может быть по–лучена при данной убыли внутренней энергии ΔЕ в про–цессе перехода из состояния 1 в состояние 2, дости–гается лишь в том случае, если этот процесс обратимый. В соответствии с выражением для первого начала тер–модинамики при этом выделяется минимальная теплота Q_мин

Q_мин = ΔЕ – W_макс .

Максимально достижимый коэффициент  полезного действия, характеризующий  эффективность затрат внут–ренней  энергии системы, соответственно равен

η_макс= W_макс / ΔЕ.

При необратимом процессе перехода из состояния 1 в состояние 2 производимая системой работа мень–ше W.

Чтобы рассчитать максимальный коэффициент h_макс при известном значении ΔЕ, необходимо знать вели–чину W_макс или Q_мин

W_макс = ΔЕ – Q_мин , следовательно, η_макс = 1 – ΔЕ / Q_мин .

Величину Q_мин  можно рассчитать на основе второго начала термодинамики с помощью термодинамиче–ской функции состояния, называемой энтропией.

Понятие энтропии ввел (1865 г.) немецкий физик Р. Ю. Клаузиус (1822—1888) – один из основателей термодинамики  и молекулярно-кинетической теории тепловых процессов. Термодинамическое  определе–ние энтропии в соответствии с Клаузиусом: энтропия представляет собой функцию состояния, прира–щение  которой ΔS равно теплоте Q_мин подведен–ной к системе в обратимом изотермическом процессе, деленной на абсолютную температуру Т, при которой осуществляется процесс:

ΔS = Q_мин / Т.

Из формулы следует, что  единица измерения эн–тропии  Дж/К.

Примером обратимого изотермического  процесса мо–жет служить медленное  таяние льда в термосе с водой  при 273°К. Экспериментально установлено, что для плав–ления 1 моля льда (18 г) необходимо подвести, по край–ней мере, 6000 Дж теплоты. При этом энтропия систе–мы «лед – вода» в термосе возрастает на ΔS = 6000 Дж: 273°К = 22 Дж/К.

При охлаждении термоса с  водой при 273°К можно медленно отвести  –6000 Дж теплоты, и при кристал–лизации  воды образуется 1 моль льда. Для этого  про–цесса величина Q_мин в формуле имеет отрицательное значение. Соответственно, энтропия системы «лед – вода» при образовании 1 моля льда убывает на ΔS =-22 Дж/К.

Аналогичным образом можно  рассчитать изменение энтропии при  любых изотермических физических и  хи–мических процессах, если известна теплота под–водимая к системе  или отводимая от нее при этих про–цессах. Как известно из физики, эта теплота может быть определена с помощью калориметрических  из–мерений.

Таким образом, изменение  энтропии, так же как и двух других функций состояния системы –  внутренней энер–гии и энтальпии, представляет собой экспериментально определяемую величину. Физический смысл энтропии, как и внутренней энергии, отчетливо  выявляется при рас–смотрении с  молекулярно-кинетической точки зрения процессов, протекающих в изолированных  системах.

7. Формула Больцмана 

Изолированные системы по определению не обме–ниваются с  внешней средой ни веществом, ни энер–гией. Конечно, реально таких систем в  природе не су–ществует. Однако очень  хорошая изоляция может быть осуществлена, если поместить систему в термос, за–крытый пробкой.

Оказывается, что любой  самопроизвольный процесс может  протекать в изолированной системе  лишь в том случае, когда он характеризуется  увеличением энтро–пии; в равновесии энтропия системы постоянна:

ΔS ≥ 0.

Это утверждение, основанное на эксперименталь–ных наблюдениях, является одной из возможных фор–мулировок  второго начала термодинамики.

Процесс, обратный самопроизвольному, согласно второму началу термодинамики  в изолированной систе–ме протекать  не может, так как такой процесс  характе–ризуется уменьшением энтропии.

Рассмотрение различных  изолированных систем по–казывает, что самопроизвольные процессы всегда связаны с ростом числа микросостояний w системы. В этих же процессах происходит возрастание энтропии S системы, т. е. энтропия возрастает с увеличением  числа микросостояний. Впервые на существование та–кой зависимости  обратил внимание австрийский фи–зик Л. Больцман, который в 1872 г. предложил  соотно–шение:

К_Б = R / N_A = 1,38 – 10^-23 Дж/К,

где К_Б – постоянная Больцмана, равная отношению газовой постоянной R к постоянной Авогадро N_A .

Это соотношение называется формулой Больц-мана.

Формула Больцмана позволяет  теоретически рас–считать энтропию системы по числу возможных ее микросостояний. Такие расчеты хорошо согласуются с экспериментально определенными значениями. В частности, известно, что число микросостояний кристаллических веществ при 0°К близко к w₀ « 1. Та–ким образом, могут быть определены абсолютные зна–чения энтропии кристаллизующихся веществ в отличие от внутренней энергии Е и энтальпии Н, для которых можно определить лишь относительные значения.

Увеличение числа микросостояний системы во мно–гих случаях можно  связать с ростом неупорядоченно–сти в этой системе, с переходом к  более вероятным распределениям энергии системы. Исходя из соотно–шения Больцмана, можно дать молекулярно-кинетиче-ское определение энтропии.

Энтропия есть мера вероятности  пребывания системы в данном состоянии  или мера неупоря–доченности системы.

Важное значение понятия  энтропии связано с тем, что на основе этой величины можно прогнозировать направление самопроизвольного  протекания процес–сов. Однако применимость измерения энтропии как критерия направленности процессов ограничивается изолированными системами в соответствии с форму–лировкой второго начала термодинамики.

8. Энергия Гиббса 

В качестве критерия самопроизвольности процес–сов в открытых и закрытых системах вводится новая функция  состояния – энергия Гиббса. Эта  функция получила название в честь  великого американского физика Д. У. Гиббса (1839—1903), который вывел эту  функцию, а затем использовал  в термодинамических работах.

Энергия Гиббса определяется через энтальпию Н и энтропию S с помощью соотношений:

G = H – S,

ΔG = ΔH – ΔS.

На основе энергии Гиббса второе начало термодина–мики можно  сформулировать следующим образом: в изобарно-изотермических условиях (р, Т = const) в системе самопроизвольно могут осуществляться только такие процессы, в результате которых энер–гия Гиббса системы уменьшается (ΔG <0).В со–стоянии равновесия энергия Гиббса системы не ме–няется (G = const, AG = 0).

ΔG < 0, р, Т = const.

Из изложенного вытекает, что энергия Гиббса игра–ет большую  роль в изучении биоэнергетических  про–цессов. С помощью этой функции  состояния можно прогнозировать направление самопроизвольных про–цессов в биологических системах и рассчитывать мак-сималь-но достижимый КПД.

Энергия Гиббса G так же, как  и энтальпия Н, являет–ся функцией состояния системы. Поэтому изменение  энергии Гиббса ΔG может использоваться для харак–теристики химических превращений аналогично изме–нению энтальпии ΔН. Уравнения реакции, для которых указывается соответствующее  этим реакциям изменение энергии  Гиббса, также называются термо–химическими.

Химические реакции, при  протекании которых про–исходит  уменьшение энергии Гиббса системы (ΔG < 0) и совершается работа, называются экзергоническими. Реакции, в результате которых энергия Гиббса возрас–тает (ΔG > 0) и над системой совершается  работа, называются эндергоническими.

Выведенная на основе второго  начала термодина–мики энергия Гиббса является функцией состояния. Следовательно, так же, как и для энтальпии, может быть сформулирован закон  Гесса для энергии Гиббса в  следующей форме: изменение энергии Гиббса при образовании заданных продуктов из данных реа–гентов при постоянных давлении и температуре не зависит от числа и вида реакций, в результате ко–торых образуются эти продукты.

Важный пример применения закона Гесса – расчет энергии  Гиббса реакции окисления глюкозы  дикисло-родом. Изменение энергии  Гиббса в этой реакции при р = 101 кПа и Т = 298°К, определенное вне  организма, равно ΔG° = –2880 кДж/моль. Соответствующее тер–мохимическое уравнение записывается в виде:

С₆Н₁₂О₆ + 6О₂ = 6СО₂ + 6Н₂О, ΔG_p-я° = –2880 кДж/моль.

В клетках организма эта  реакция осуществляется через целый  ряд последовательных стадий, изучен–ных биохимиками. Можно предсказать  исходя из за–кона Гесса, что сумма  изменений энергии Гиббса во всех промежуточных реакциях равна ΔG_p-я:

ΔG₁ + ΔG₂ + ΔG₃ + … + ΔG_n = ΔG_p-я °.

Энергия Гиббса реакции  равна алгебраической сумме энергий  Гиббса образования стехиометри-ческого  количества продуктов за вычетом  алге–браической суммы энергий  Гиббса образования стехиометрического количества реагентов:

ΔG_p-я = (n_cΔG_c + n_DΔG_D)-(n_AΔG_A + n_BΔG_B).

9. Растворы. Классификация  растворов 

По агрегатному состоянию  растворы могут быть га–зообразными, жидкими и твердыми.

Любой раствор состоит  из растворенных веществ и растворителя, хотя эти понятия в известной  степени условны. Например, в зависимости  от соотношения ко–личества спирта и воды эта система может быть рас–твором спирта в воде или воды в спирте.

Обычно растворителем  считают тот компонент, ко–торый в растворе находится в том  же агрегатном со–стоянии, что и  до растворения.

Учение о растворах  представляет для медиков особый интерес потому, что важнейшие  биологические жид–кости – кровь, лимфа, моча, слюна, пот являются раст–ворами  солей, белков, углеводов, липидов в  воде.

Биологические жидкости участвуют  в транспорте пи–тательных веществ (жиров, аминокислот, кислорода), лекарственных  препаратов к органам и тканям, а также в выведении из организма  метаболитов (мочевины, би–лирубина, углекислого  газа и т. д.). Плазма крови явля–ется  средой для клеток – лимфоцитов, эритроцитов, тромбоцитов.

В жидких средах организма  поддерживается постоян–ство кислотности, концентрации солей и органических веществ. Такое постоянство называется концентра–ционным гомеостазом.

Классификация растворов

Растворы веществ с  молярной массой меньше 5000 г/моль называются растворами низкомолекулярных со–единений (НМС), а растворы веществ с молярной мас–сой больше 5000 г/моль – растворами высокомолеку–лярных соединений (ВМС).

По наличию или отсутствию электролитической дис–социации растворы НМС подразделяют на два клас–са  – растворы электролитов и неэлектролитов.

Растворы электролитов –  растворы диссоции–рующих на ионы солей, кислот, оснований, амфо-литов. Например, растворы KNО₃, HCl, КОН, Аl(ОН)₃ , глицина.

Электрическая проводимость растворов электро–литов выше, чем  растворителя.

Растворы неэлектролитов – растворы веществ, практически  не диссоциирующих в воде. Например, растворы сахарозы, глюкозы, мочевины. Электриче–ская проводимость растворов  неэлектролитов мало отличается от растворителя.

Растворы НМС (электролитов и неэлектролитов) на–зываются истинными  в отличие от коллоидных раство–ров. Истинные растворы характеризуются  гомоген–ностью состава и отсутствием  поверхности раздела между растворенным веществом и растворителем. Раз–мер  растворенных частиц (ионов и молекул) меньше 10^-9м.

Большинство ВМС – полимеры, молекулы которых (макромолекулы) состоят  из большого числа повто–ряющихся группировок или мономерных звеньев, со–единенных между собой химическими  связями. Раство–ры ВМС называются растворами полиэлектролитов.

К полиэлектролитам относятся  поликислоты (гепа–рин, полиадениловая кислота, полиаспарагиновая кис–лота и др.), полиоснования (полилизин), полиамфоли-ты (белки, нуклеиновые кислоты).

Свойства растворов ВМС  существенно отличаются от свойств  растворов НМС. Поэтому они будут  рас–смотрены в отдельном разделе. Данная глава посвя–щена растворам  низкомолекулярных электролитов, амфолитов  и неэлектролитов.

10. Вода как  растворитель 

Самым распространенным растворителем  на нашей планете является вода. Тело среднего человека мас–сой 70 кг содержит примерно 40 кг воды. При этом около 25 кг воды приходится на жидкость внутри клеток, а 15 кг составляет внеклеточная жидкость, в которую входят плазма крови, межклеточная жидкость, спинно-моз-говая  жидкость, внутриглазная жидкость и  жидкое содержимое желудочно-кишечного  тракта. У животных и растительных организмов вода составляет обычно бо–лее 50%, а в ряде случаев содержание воды достигает 90—95%.

Вследствие своих аномальных свойств вода – уни–кальный растворитель, прекрасно приспособленный для  жизнедеятельности.

Прежде всего вода хорошо растворяет ионные и мно–гие полярные соединения. Такое свойство воды связа–но в значительной мере с ее высокой  диэлектрической проницаемостью (78,5).

Другой многочисленный класс  веществ, хорошо раст–воримых в воде, включает такие полярные органиче–ские  соединения, как сахара, альдегиды, кетоны, спир–ты. Их растворимость  в воде объясняется склонностью  молекул воды к образованию полярных связей с поляр–ными функциональными  группами этих веществ, на–пример с  гидроксильными группами спиртов и  сахаров или с атомом кислорода  карбонильной группы альдеги–дов и  кетонов. Ниже приведены примеры  водородных связей, важных для растворимости  веществ в биологи–ческих системах. Вследствие высокой полярности во–да  вызывает гидролиз веществ.