Ознакомительная версия.
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.
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:
КБ = R / NA = 1,38 – 10-23 Дж/К,
где КБ – постоянная Больцмана, равная отношению газовой постоянной R к постоянной Авогадро NA .
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.
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, ΔGp-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 ΔGp-я:
ΔG1 + ΔG2 + ΔG3 + … + ΔGn = ΔGp-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:
ΔGp-я = (ncΔGc + nDΔGD)-(nAΔGA + nBΔGB).
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.
Ознакомительная версия.
