Энтропия будет возрастать при переходе из твердого состояния в жидкое, и будет еще больше при переходе жидкости в пар(газ).

Так же энтропия увеличивается при усложнение химического вещества. Так у метана энтропия меньше чем у этана.

Еще энтропия возрастает при протекании в изолированных системах. Приводя систему из мало вероятной в более вероятную.
27. Следствие из закона Гесса для изменения энтропии.

Изменение энтропии можно высчитать, используя первое следствие из закона Гесса. ∆S=∑S_{продуктов}-∑S_исход. = KlnW_{продуктов}/W_{исходных}
28. Возможные формулировки второго закона термодинамики.

-Любая изолированная система, предоставленная сама себе, изменяется в направление состояния обладающего максимальной вероятностью.

-Энтропия изолированной системы возрастает в необратимом процессе и остается неизменной в обратимом. ОНА НИКОГДА НЕ УБЫВАЕТ.

-Теплота может самопроизвольно передаваться только от более нагретого тела к менее нагретому. При передаче тепла в противоположном направление необходимо затратить работу.

-Второй закон термодинамики позволяет предсказать в каком направление пойдет реакции, и какое будет конечное состояние.
29.Критерий самопроизвольного протекания процесса в изолированной системе.

Самопроизвольно будут протекать те реакции, у которых энтропия будет больше нуля. Т.е. самопроизвольные процессы идут в направление от менее вероятного процесса к более вероятному.
30. Энергия Гиббса. Энтальпийная и Энтраопийная составляющая функции.

Энергия Гиббса — это мера свободной энергии, превращающейся в работу. Энергия Гиббса свойственна для закрытых и открытых систем. G=H-TS ∆G=∆H-T∆G формула для изобарно-изотермического процесса.

Самопроизвольная реакция в таких системах идет только при ∆G <0

H = U + рV U = H - рV H = TS + G G = H - TS

в выражении G = H - TS различают энтальпийный и энтропийный факторы:

- H есть энтальпийныйфактор энергии Гиббса G

характеризует движение системы к состоянию с минимальной энтальпией

- TS есть энтропийныйфактор энергии Гиббса G

31.Формулировкавторогозакона

---

термодиннаосновеЭнергииГиббса.

изменение энтропии S является критерием самопроизвольных процессов в изолированных системах:

самопроизвольный термодинамический процесс идет, если энтропия системы увеличивается S > 0

самопроизвольный термодинамический процесс не идет, если энтропия системы уменьшается S < 0

в закрытых-открытых системах S не является критерием самопроизвольных процессов

более общим критерием самопроизвольных процессов является энергия Гиббса

энергияГиббса есть выражение G = H - TS

энергия Гиббса G – функция термодинамического состояния

изменение энергии Гиббса – критерий направления самопроизвольных процессов во всех системах
32. Соотношение энтальпийного и энтропийного факторов.

характеризует движение системы к состоянию с максимальной энтропией

соотношения этальпийного и энтропийного факторов в самопроизвольно протекающих процессах:

самопроизвольный термодинамический процесс идет, если энергии Гиббса системы уменьшается G < 0

самопроизвольный термодинамический процесс не идет, если энергии Гиббса системы увеличивается G > 0
33. следствие закона Гесса на основе энергии Гиббса (для изобарно-изотермных процессов).

Энергия Гиббса вычисляется по закону Гесса. По первому следствию.

∆G=∑∆G_{продуктов}-∑∆G_{исходных}
34.Особенности термодинамики живых организмов.

1) организм обменивается с окружающей средой веществом и энергией

2) все живые организмы гетерогенные и многофазные

3) процессы в живых системах конечны и необратимы

4) живые системы находятся не в равновесном, а в стационарном состояние.

Стационарное – это когда тело обменивается веществом и энергией, но ее параметры при этом не меняется.

5) приток энергии – это приток питательных веществ, она окисляется и часть энергии превращается в энергию химических связей

6) живые организмы расходуют энергию Гиббса
35.Энтропия в живых организмах

При употреблении пищи мономеры распадаются на мономеры, что способствует увеличению энтропии. Но организм является открытой системой. Поэтому он обменивается с окружающей средой веществом и энергией. Тем самым уменьшая энтропию в своем организме (связанной энергии не способной работать).

---

Синтез ВМВ в организме понижают энтропию. Энтропия увеличивается при старении.
36. экзергонических эндергонических химические реакции

при экзергоническихпроцессах энергия Гиббса системы уменьшается, и система совершает работу

ПР:

при эндергонических процессах энергия Гиббса системы увеличивается, и над ней совершается работа

для эндергонических процессов нужен внешний источник энергии
37. Понятие о стационарном состояние живого организма.

Это состояние системы при котором она обменивается веществом и энергией, но ее параметры со временем не изменяются. В живом организме – это гомеостаз.
38. Принцип Пригожина о стационарном состояние живого организма.

В стационарном состояние скорость возрастания энтропии, обусловленная протеканием необратимых процессов, имеет положительное и минимальное значение. Этот принцип применим для зрелого возраста.
39. Обратимые химические реакции. Понятие о химическом равновесии.

обратимые – хим.р-ции, которые в данных условиях идут самопроизвольно и в прямом, и в обратном направлениях

А + В  АВ «прямая»

АВ  А + В «обратная» А + В  АВ

Обратимость химической реакции зависит от химических параметров системы. При увеличении энергии Гиббса будет увеличивается вероятность обратимости.

Химическоеравновесие – возникает тогда, когда скорость прямой реакции будет равна скорости обратной реакции. Но реакция не останавливается, и продолжает протекать из одной в другую. Энергия Гиббса равна нулю. Наступает при равновесной концентрации продуктов и исходных веществ. Признаки химического равновесия: 1) Состояние системы не зависит от того с какой стороны она подходит к равновесию – со стороны исходных веществ или со стороны продуктов реакции. 2) состояние системы остается неизменным при отсутствие внешних воздействий. 3) оно изменяется при изменение внешних воздействий, на сколько бы малы они не были.
40. Изменение скорости прямой и обратной реакции во времени.

Скорость прямой реакции описывается уравнением: пр. = k пр. [A] [B],

---

Скорость обратной реакции описывается уравнением: _обр. = k _обр. [С] [D],

По мере того как концентрации веществ C и D возрастают, скорость обратной реакции растет 

Через некоторое время скоростипрямойиобратнойреакцийстановятсяравными

_пр. =  _обр.
41. Условия протекания обратимых реакций почти до конца.

Обратимые реакции протекают не до конца: при обратимой реакции ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. 1) при увеличении давление равновесие будет смещаться в сторону образования веществ с меньшим объемом реакций. Например, N₂⁺3H₂2NH₃ из реакции следует что при увеличение будет смещаться сторону продуктов реакции, а при понижениидавлениесмещениеравновесиябудетвсторонуисходныхвеществ

2) при увеличении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при уменьшении в сторону экзотермической. При повышении температуры наша реакция сместиться в сторону исходных веществ.

3) при увеличении концентрации одного из исходных веществ равновесие смещается в сторону продуктов, при увеличении концентрации продуктов равновесие сместиться в сторону исходных веществ.

42.константа химического равновесия

K=k1/k2

∆G=-2.3RTlgK R=8.314Dg/moll*K

T=298K

K-константа равновесия

КР- определяет полноту протекания реакции достижения равновесного состояния т.е. чем больше значение константы равновесия, тем в большей степени в равновесной реакционной смеси преобладают продукты реакции. Тем больше выход реакции.

Константа равновесия связана с энергией Гиббса.
43. Уравнениеизотермыхим. Реакции.

G =-RTlnK =-2,3RTlgK =-1,418TlgK

самопроизвольный термодинамический процесс пойдет в сторону уменьшения энергии Гиббса 

---

G <0:

если G <0, то идет хим. реакция

если G = 0, то есть хим. равновесие

если G> 0, то хим. реакция самопроизвольно идет в обратном направлении или

хим. реакция идет в прямом направлении, но требует внешнего источника энергии
44. Принцип смещения равновесия Ле Шателье влияние различных факторов

принципа Ле-Шателье: «Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить температуру, давление, концентрацию одного или нескольких веществ, участвующих в реакции), то это приведет к увеличению скорости той реакции, протекание которой будет компенсировать (уменьшать) оказанное воздействие».

1) при увеличении давление равновесие будет смещаться в сторону образования веществ с меньшим объемом реакций. Например, N₂⁺3H₂2NH₃ из реакции следует что при увелиение будет смещаться сторону продуктов реакции, а при понижениидавлениесмещениеравновесиябудетвсторонуисходныхвеществ

2) при увеличении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при уменьшении в сторону экзотермической. При повышении температуры наша реакция сместиться в сторону исходных веществ.

3) при увеличении концентрации одного из исходных веществ равновесие смещается в сторону продуктов, при увеличении концентрации продуктов равновесие сместиться в сторону исходных веществ.

---

Смотрите также файлы

• Контрольная работа 1 (Имя прилагательное).docx

• Самостоятельная работа По теме 3 Износ, амортизация и воспроизводство основных средств образовательных организаций.docx

• леуметтік география блімі бойынша жиынты баалау.docx

• Представительство.pptx

• Проводники второго рода, механизм проводимости. Биологический смысл.docx