Материал: полезная метода

увеличение энтропии. Этим и объясняется возможность протекания эндотермических реакций, что не согласуется с принципом Бертло о самопроизвольности только экзотермических реакций. Судить о направлении процесса по знаку изменения энтальпии в соответствии с этим признаком можно лишь: а) при низких температурах (при Т→0, Т∆S→0, и Т∆S<<∆Н), когда знаки изменения свободной энергии и энтальпии совпадают; б) в конденсированных системах, в которых в процессе взаимодействия энтропия меняется незначительно (беспорядок не может существенно возрасти, если, например, одно кристаллическое вещество превращается в другое кристаллическое вещество). Поэтому при низких температурах и в конденсированных системах возможно лишь протекание экзотермических реакций (∆G<0, когда ∆Н<0).

Возможность протекания реакции в зависимости от знака ∆Н и ∆S и температуры суммарно можно выразить в таблице:

Таблица 5

Для закрытых термодинамических систем наряду со свободной энергией Гиббса ∆G (изобарно-изотермический потенциал) в изохорных условиях

(V = const) применяют функцию состояния системы энергию Гельмгольца (F) (изохорно-изотермический потенциал). В химии энергия Гиббса имеет более широкое применение, чем энергия

38

Гельмгольца, так как химические процессы чаще протекают при постоянном давлении, а не при постоянном объеме.

Энергия Гельмгольца находится по формуле:

F=U T S,

где U– внутренняя энергия системы

Энергия Гельмгольца характеризует работоспособность системы, т.е. определяет ту часть энергии, которая в изохорно-изотермическом процессе превращается в работу.

Энергию Гиббса можно выразить через энергию Гельмгольца следующим образом:

G=U+p V T S=F+p V

Оба рассмотренных термодинамичсеких потенциала являются функциями состояния, зависят от природы веществ – участников реакции, их массы и температуры. Кроме того, энергия Гиббса зависит от давления, а энергия Гельмгольца – от объема системы. Абсолютные значения термодинамических потенциалов неизвестны, а для расчетов пользуются обычно изменениями потенциалов (∆G и ∆F).

§7. Основы биоэнергетики

Протекание жизненных процессов требует затрат энергии. Источником энергии для живых организмов служит пища. Главными компонентами пищи являются жиры, белки и углеводы, окисление которых сопровождается выделением энергии. В медицине энергетическую характеристику продуктов питания принято считать в калориях. Поскольку пища – разнородная смесь, ее калорийность, как правило, приводят в виде средних значений на 100 г.

Калорийностью питательных веществ – называется энергия,

выделяемая при полном окислении (сгорании)1 г. питательных веществ. Взаимосвязь между единицами энергии выражается соответствием:

1 калория = 4,18 Дж

Хорошо известная всем калорийность пищевых продуктов – не что иное, как теплота их сгорания, которую можно измерить экспериментально.

Начало таким измерениям положили Антуан Лавуазье и Пьер Симон в 1780г. Определяя при помощи калориметра количество теплоты, выделенное морской свинкой, они установили, что окисление пищи в организме и вне его, дает близкие тепловые эффекты. На основании этих опытов был сделан важный вывод: живой организм выделяет теплоту за счет окисления в нем пищи кислородом воздуха. Это позволило объяснить

39

различие в цвете артериальной и венозной крови, а в дальнейшем послужило исходным пунктом к открытию первого закона термодинамики.

Конечно, окисление питательных веществ в организме протекает совсем не так, как в калориметре. Это сложные многостадийные процессы с участием биологических катализаторов (ферментов). Однако, согласно закону Гесса, теплота, выделяемая при окислении питательных веществ, не зависит от того, окисляется она в организме или в калориметре, если продукты ее окисления одинаковы. Наибольшую энергетическую ценность имеют жиры, при окислении которых выделяется 37,7–39,8кДж/г (9,3ккал/г). В процессе усвоения углеводов в организме человека выделяется 16,5–17,2 кДж/г (4,1ккал/г). На этом же уровне находится и калорийность белков.

Информация о выделении теплоты очень важна для понимания путей преобразования различных веществ в энергию в живых организмах.

В основе научной диетологии лежит соответствие калорийности пищевого рациона энергозатратам человека. Биоэнергетику организма можно регулировать не только с помощью выбора отдельных продуктов, но, главным образом, их сочетанием.

Зная основные термодинамические закономерности, химический состав продуктов питания и энергетические характеристики питательных веществ, врач должен уметь с учетом суточной потребности человека в энергии и на основе энергетического баланса его жизнедеятельности составить оптимальный рацион питания (энергоменю).

§8. Лабораторный работа «Экспериментальное определение тепловых эффектов»

Количество теплоты измеряют по ее переносу от одного тела к другому. Повышение температуры тела определяется теплоемкостью:

С = Q/∆T,

Где С – теплоемкость, Q – количество теплоты, полученной телом, ∆Т – изменение температуры тела.

Соответственно, зная теплоемкость и изменение температуры, можно рассчитать количество теплоты, полученное или выделенное телом.

Тепловые эффекты реакций измеряют с помощью специальных приборов – калориметров. Простейший калориметр – теплоизолированный сосуд с водой, снабженный мешалкой и термометром. Контейнер, в котором протекает исследуемый процесс (например, химическая реакция), помещают в калориметр и регистрируют изменение температуры воды. Зная теплоемкость калориметра, рассчитывают количество выделившейся теплоты. Определение тепловых эффектов химических процессов является задачей термохимии. Термохимические методы имеют большое значение не только в

40

химических, но и в медико-биологических науках. Энергия, необходимая живым организмам для совершения работы, поддержания постоянной температуры тела и т.д., получается организмом за счет экзотермических реакций окисления, протекающих в клетках.

В химических лабораториях применяется простейший калориметр, который состоит из сосуда для проведения химической реакции, помещенного во внешнюю оболочку. Калориметр снабжен термометром, мешалкой для быстрого достижения однородности раствора, и воронкой для введения в сосуд растворов реагирующих веществ. Количество теплоты, выделяющейся или поглощающейся в калориметре, определяют по общей теплоемкости всех частей калориметра и изменению температуры.

Работа 1. Определение теплоты реакции нейтрализации сильной кислоты сильным основанием

Цель работы: научиться определять теплоту реакции нейтрализации сильной кислоты сильным основанием.

Теплотой нейтрализации называется количество теплоты, которое выделяется при взаимодействии грамм-эквивалента кислоты с граммэквивалентом основания. Нейтрализация 1г-экв. сильной кислоты сильным основанием, в достаточно разбавленном растворе, сопровождается почти одинаковым экзотермическим тепловым эффектом, отвечающим одному и тому же процессу – образованием 1 моля жидкой воды из гидратированных ионов по уравнению:

H+aq + OH–aq → H2O(ж), Qнейт.= 5,9 кДж/г-экв.

Постоянство теплоты нейтрализации не соблюдается при нейтрализации слабого основания сильной кислотой или наоборот, так как в этих реакциях на тепловой эффект реакции влияет теплота диссоциации слабого электролита.

Выполнение работы. Во взвешенный калориметрический стакан помещают 50 мл 1,0N раствора щелочи и записывают показание термометра. В отдельный стакан отмеряют 60 мл 1,0N раствора соляной кислоты и измеряют его температуру. Поместив мешалку и термометр в калориметрический стакан, его закрывают крышкой. Затем, при перемешивании, вливают через воронку раствор кислоты в калориметр и следят за показаниями термометра, отмечая самую высокую температуру.

41

Результаты опыта записывают в таблицу:

Масса калориметрического стакана, m1, г.

Концентрация растворов, моль/л

Объем раствора щелочи, V1, мл

Объем раствора кислоты, V2, мл

Температура щелочи , tºщ.

Температура кислоты, tºк.

Начальная температура, tº1=0.5(tºщ.+ tºк.)

Температура поле нейтрализации tº2

Общая масса растворов m2=ρ(V1+V2)

Вычисления:

1.Вычисление теплоты, выделившейся в результате реакции, производят по формуле:

q (m1 c1 m2 c2) t, где t=t2 t1

Удельную теплоемкость стекла (с1) принять равной 0,753 Дж/г∙град., раствора (с2) – 4,184 Дж/г∙град., плотность раствора (ρ) – 1 г/мл.

2.Чтобы определить теплоту нейтрализации, необходимо пересчитать выделившуюся теплоту на 1 грамм-эквивалент щелочи, так как кислота взята в избытке.

Расчет производят по формуле:

3.Сравнивают опытное и теоретическое значения теплоты нейтрализации и определяют (в %) относительную ошибку опыта:

В отчете о работе следует кратко описать ход определения, внести результаты опыта и расчеты.

42

Работа 2. Определение теплоты нейтрализации слабой кислоты слабым основанием

Цель работы: научиться определять теплоту нейтрализации слабой кислоты слабым основанием, объяснить причины различия теплоты нейтрализации сильной кислоты сильным основанием и теплоты нейтрализации слабой кислоты слабым основанием.

Проведите опыт, описанный в работе №1, взяв 1,0N растворы аммиака и уксусной кислоты. Вычислите теплоту нейтрализации в расчете на 1граммэквивалент уксусной кислоты. Сравните результаты с данными предыдущей работы.

Работа 3. Определение теплоты растворения соли

Цель работы: Определить интегральную теплоту растворения хлорида калия. Определить теплоту растворения и гидратации безводного хлорида кальция.

Интегральной теплотой растворения называют количество теплоты, выделяемой или поглощаемой при растворении 1моля вещества в определенном объеме растворителя.

Интегральная теплота растворения электролитов определяется исходя из двух стадий данного процесса: во-первых, поглощения теплоты, которая расходуется на разрушение кристаллической решетки (Q1), и, вовторых, выделения теплоты вследствие гидратации или сольватации каждого иона молекулами растворителя (Q2).

Qраств.= –Q1 + Q2

Выполнение работы: Во взвешенный калориметрический стакан наливают 100мл дистиллированной воды. Отвешивают около 2г хорошо измельченного хлорида калия KCl с точностью до 0,01г. Записывают температуру воды в калориметре и затем, при перемешивании, через воронку прибавляют навеску соли. При растворении соли температура раствора понижается, в результаты опыта записывают ее минимальное значение.

Данные эксперимента записывают в таблицу:

Масса калориметрического стакана, m1, г.

Масса воды, m2, г.

Навеска соли, m3, г.

Температура воды, t1°

Температура раствора соли ,t2°

43