Раздел термодинамики, изучающий превращения энергии при химических реакциях, называется химической термодинамикой. Уравнение реакции, для которой указываются соответствующие этой реакции изменения внутренней энергии ?E, энтальпии ?H или какой-либо другой функции состояния, называется термохимическим.

Химические реакции, при протекании которых происходит уменьшение энтальпии системы (?H < 0) и во внешнюю среду выделяется теплота, называются экзотермическими.

Реакции, в результате которых энтальпия возрастает (?H > 0) и система поглощает теплоту Qp извне, назы–ваются эндотермическими.

Окисление глюкозы кислородом происходит с выде–лением большого количества теплоты (Qp = –2800 кДж/ /моль), т. е. этот процесс – экзотермический. Соответ–ствующее термохимическое уравнение запишется в виде

С6 Н12 О6 + 602 = 6С02 + 6Н2О, ?H = –2800 кДж.

Реакции, протекающие в растворе, сопровождаются обычно незначительным изменением объема системы, т. е. ?V ? 0. В связи с этим во многих случаях при биоло–гических расчетах можно считать, что ?H = ?E. Следова–тельно, выделение теплоты в таких системах обусловлено в основном уменьшением внутренней энергии в результа–те протекания реакции, и наоборот.

Энтальпией образования соединения А называется изменение энтальпии системы ?HA , сопровождающее образование 1 моля соединения А из простых веществ.

Энтальпии образования кислорода, углерода, водо–рода и всех других элементных (простых) веществ при–нимают равными нулю.

При прочих равных условиях внутренняя энер–гия и энтальпия пропорциональны количеству ве–щества в системе. Такие термодинамические функции называются экстенсивными.

С точки зрения термодинамики реакция общего ви–да nAА + пВ = пС + nD , ?h представляет собой пере–ход системы из начального состояния с энтальпией Н1 в состояние 2 с энтальпией Н2. Изменение энтальпии системы в результате этого перехода, называемое энтальпией данной реакции, равно разности:

?Hp-я = Н2 – Н1 = (ncHc + nDHD) – (nАНА + nBHB).

Закон постоянства тепловых сумм, открыт русским ученым-химиком Г. И. Гессом в 1840 г. Он является первооткрывателем применимости первого начала термодинамики при химических превращениях и основателем химической термодинамики. В настоящее время закон Гесса рассматривается как следствие первого начала термодинамики и формулируется так: приращение энтальпии при образовании заданных продуктов из данных реагентов при постоянном давлении не зависит от числа и вида реакций, в результате которых образуются эти продукты.

При термохимических расчетах чаще применяется не сам закон Гесса, а его следствие, выведенное выше для частного случая окисления глюкозы в виде равен–ства. Для реакции, представленной в общем виде пАА + пвВ = = псС + nDD, следствие из закона Гесса записывается с помощью равенства ?Hp-я = (nC?HC + nD?HD) – (nA?HA + + nB?HB ) и формулируется так: энтальпия реакции равна алгебраической сумме энтальпий об–разования стехиометрического количества продук–тов за вычетом алгебраической суммы энтальпий образования стехиометрического количества реагентов.