Шпаргалка по "Общей химии"

В качестве критерия самопроизвольности процессов 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 термодинамики можно сформулировать следующим образом: в изобарно-изотермических условиях (р, Т = const) в системе самопроизвольно могут осуществляться только такие процессы, в результате которых энергия Гиббса системы уменьшается (ΔG <0).В состоянии равновесия энергия Гиббса системы не меняется (G = const, AG = 0).

ΔG < 0, р, Т = const.

Из изложенного  вытекает, что энергия Гиббса играет большую роль в изучении биоэнергетических процессов. С помощью этой функции состояния можно прогнозировать направление самопроизвольных процессов в биологических системах и рассчитывать максимально достижимый КПД.

Энергия Гиббса G так же, как и энтальпия Н, является функцией состояния системы. Поэтому изменение энергии Гиббса ΔG может использоваться для характеристики химических превращений аналогично изменению энтальпии ΔН. Уравнения реакции, для которых указывается соответствующее этим реакциям изменение энергии Гиббса, также называются термохимическими.

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

Выведенная  на основе второго  начала термодинамики  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 реагентов при постоянных давлении и температуре не зависит от числа и вида реакций, в результате которых образуются эти продукты.

Важный  пример применения закона Гесса – расчет энергии Гиббса реакции  окисления глюкозы  дикислородом. 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).