Презентация на тему Первое начало термодинамики (Закон сохранения и превращения энергии)

термодинамики к биосистемам

ничего, а только превращается из одного вида в другой

в строго эквивалентных соотношениях

Впервые этот закон в 1842 г. Сформулировал выдающийся немецкий физик Ю.Мейер, врач по образованию

ΔU=0 # ЕСЛИ К ЗАКРЫТОЙ СИСТЕМЕ ПОДВЕСТИ ТЕПЛОТУ

Q , ТО ЭТА ЭНЕРГИЯ РАСХОДУЕТСЯ НА УВЕЛИЧЕНИЕ ВНУТРЕННЕЙ ЭНЕРГИИ СИСТЕМЫ ΔU И НА СОВЕРШЕНИЕ СИСТЕМОЙ РАБОТЫ ПРОТИВ ВНЕШНИХ СИЛ ОКРУЖАЮЩЕЙ СРЕДЫ: Q=ΔU+A

В зависимости от вида системы (изолированная, закрытая) имеет различные формулировки

системы при изобарно-изотермических условиях.


H = U + pV

Сумма внутренней энергии системы

и произведение объема на давление – называется энтальпией(H) [кДж/моль]

# Изобарно-изотермические условия – это условия в которых функционируют живые организмы

теплотой образования понимают тепловой эффект реакции образования одного моля

вещества из простых веществ, его составляющих, находящихся в устойчивых стандартных состояниях. Обозначается ΔHfO
Стандартные условия:
Количества вещества - 1 моль;
Давление - 760 мм рт.ст.=101325 Па;
Температура -298 К=25*С

образования простых веществ в их наиболее устойчивом агрегатном

состоянии при стандартных условиях принимается раной нулю.
Пример:
для йода(I2) в кристаллическом состоянии ΔHI2(тв)0 = 0 
для кислорода (O2) –ΔH(O2)0 = 0 

получения 1 моль этого вещества из простых веществ при

стандартных условиях .

Например: стандартная энтальпия образования 1 моль метана из углерода и водорода равна тепловому эффекту реакции:
С(тв) + 2H2(г) = CH4(г) + 76 кДж/моль

реакции сгорания одного моля вещества в кислороде до образования

оксидов в высшей степени окисления.

Пример:
Стандартная энтальпия сгорания графита равна:
C графит + O2 г = CO2 г;   ΔH°сг С = ΔH°CO2 / nC = -393 кДж/моль

зависит только от природы и состояния исходных веществ и

конечных продуктов и не зависит от пути, по которому протекает реакция.

при постоянном объеме или постоянном давлении не зависит от

пути, по которому протекает реакция, а определяется только состоянием реагентов и продуктов реакции
Практическое значение закона:
Позволяет, не прибегая к эксперименту, определить тепловой эффект реакции, если известны тепловые эффекты промежуточных стадий
Позволяет рассчитать тепловой эффект любого процесса

Герман Иванович Гесс

известны энтальпии других реакций, из которых можно получить суммарную

реакцию.

Закон Гесса:
Стандартная энтальпия реакции может быть определена как сумма стандартных энтальпий реакций, из которых можно получить данную реакцию.

Термодинамическая основа закона Гесса – это независимость пути получения энтальпии реакции.

полностью применим к живым организмам и может быть сформулирован

для живых систем следующим образом:
Все виды работ в организме совершаются за счет эквивалентного количества энергии, выделяющейся при окислении питательных веществ.

закона термодинамики применительно к живым системам получены из опытов

по измерению количества тепла и углекислого газа, выделяемых живым организмом. Результаты таких измерений показывают, что, во-первых, живой организм не является источником новой энергии и, во-вторых, окисление поступающих продуктов питания освобождает в организме количество энергии, равное производимой организмом работе.