Первое начало термодинамики, энтальпия, закон Гесса и их применение

• Первое начало: Q = ΔU + W; ΔU = 0 в изолированной системе.
• Энтальпия: H = U + pV; ΔH < 0 — экзо-, >0 — эндотермическая.
• Стандартные условия: 298 K, 1 атм, 1 моль/л; ΔH°f(простых веществ)=0; ΔH°c(CO2,H2O)=0.
• Закон Гесса: ΔH° = Σν·ΔH°f(прод) - Σν·ΔH°f(реаг) = Σν·ΔH°c(реаг) - Σν·ΔH°c(прод).
• Закон Лавуазье-Лапласа: ΔH(прям) = -ΔH(обр).
• Биоприменение: энергия пищи → АТФ, работа мышц.

Первое начало термодинамики является законом сохранения энергии: энергия не создается и не уничтожается, а переходит из одной формы в другую. Для закрытой системы теплота Q, подведенная к системе, расходуется на увеличение внутренней энергии ΔU и на работу W, совершаемую системой: Q = ΔU + W. В изолированной системе ΔU = 0. Энтальпия H = U + pV — функция состояния, удобная для изобарных процессов. Изменение энтальпии реакции ΔH = H(продуктов) - H(реагентов). При стандартных условиях (298 K, 1 атм для газов, 1 моль/л для растворов) стандартная энтальпия образования ΔH°f — тепловой эффект образования 1 моль вещества из простых веществ; для простых веществ ΔH°f = 0. Стандартная энтальпия сгорания ΔH°c — тепловой эффект сгорания 1 моль вещества в кислороде; для продуктов сгорания (CO2, H2O) ΔH°c = 0. Закон Гесса: тепловой эффект реакции зависит только от начального и конечного состояний, не зависит от пути. Следствия:

1. ΔH° = Σν(продуктов)·ΔH°f(продуктов) - Σν(реагентов)·ΔH°f(реагентов)
2. ΔH° = Σν(реагентов)·ΔH°c(реагентов) - Σν(продуктов)·ΔH°c(продуктов)
3. закон Лавуазье-Лапласа: ΔH(прямой) = -ΔH(обратной). В биосистемах первое начало применяется для анализа метаболизма: энергия пищи превращается в АТФ, работа мышц и другие процессы подчиняются закону сохранения энергии.