Понятие о фазах. Фазовые равновесия. Правило фаз. Описание фазовой диаграммы состояния воды

Равновесие в гетерогенной среде Фаза – гомогенная система или ее часть. Совокупность однородных и одинаковых по составу, структуре и свойствам частей системы, отделенных друг от друга поверхностью раздела, на которой свойства меняются скачкообразно. Фазовые равновесия – гетерогенные равновесия, к-е устанавливаются между различными фазами одной системы. Фазовый переход – переход в-ва из одного фазового состояния в другое, сопровождающийся скачкообразным изменением свойств. 1го рода – сопровождается выделением или поглощением теплоты и изменением объема(испарение, плавление, полиморфные переходы…) 2го рода – не выделяется или поглощается теплота и не происходит изменения объема (переход мет в сверхпроводящее состояние, переход жидкого гелия в сверхтекучее состояние) Правило фаз Гиббса-Коновалова: число степеней свободы(С) в гетерогенной системе равно числу компонентов(К) минус число фаз(Ф) и плюс число факторов, влияющее на равновесие(n)(Р и Т – влияют). С=К-Ф+n К – число различных видов молекул, необходимое и достаточное для построения данной системы. К – общее число различных видов молекул минус число независимых хим. р-й между ними. Зависимые р-и – уравнения к-х получаются в результате суммирования уравнений независимых р-й. Число степеней свободы – число условий(Т, Р,С_{КОНЦЕНТРАЦИЯ}), к-е можно изменять в известных пределах без изменения числа и вида фаз системы. С=0 – система инвариантна(нонвариантна) – реакция происходит при строго определенных условиях, характерных для данного в-ва.(давление диссоциации, или упругостью диссоциации) С=n – многовариантна. Гетерогенные системы различаются: по числу компонентов, по числу фаз, по числу степеней свободы. Фазовая диаграмма – графическое изображение кривых, отражающая зависимость фазового равновесия от Т и Р. Фазовая диаграмма H₂O – диаграмма однокомпонентной трехфазовой системы, на которую влияют температура и давление, система инвариантная С=0. АО – кривая сублимации(С=1), ОС – кривая кипения(С=1), ОВ – кривая плавления(С=0), О – тройная точка(С=0), С – критическая точка(Т=647К, Р=220 атм), в областях между кривыми АО, ОС и ОВ С=2. Каждая кривая относится к двухфазной системе(Ф=2), тройная точка – трехфазная система(Ф=3). Условие равновесия между твердыми в-вами, жидкостями и газами в зависимости от Т и Р показывает эта диаграмма, область между кривыми описывает существование 1й фазы, линии указывают на равновесие между 2мя фазами, т.О – тройная точка(С=0) описывает условия существования трех фаз.

Предмет термодинамики. Термодинамические системы, их классификация. Процессы. Понятие о функциях состояния системы Теплота и работа. Внутренняя энергия и энтальпия. Первый закон термодинамики.

ТД - наука о прекращении одних видов энергии в другие. Возникла, как теория паровых машин, где теплота превращается в работу. Система – тело или группа тел(объектов природы),отделенная от других реальной или воображаемой граничной поверхностью. Среда – объекты не входящие в систему. Классификация систем: I По характеру обмена с окр сред: Изолирована Нет обмена энергией, нет обмена веществом ΔE=0, Δm=0, Закрытая Есть обмен энергией, нет обмена веществом ΔE≠0, Δm=0, Открытые Есть обмен энергией и веществом ΔE≠0, Δm≠0 Все живые организмы – открытые системы II По числу фаз в системе Фаза – часть системы, обладающая во всех точках одинаковых химическими и физическими свойствами. Выделяют однородные(гомогенные) системы, если имеется 2 или более фазы(гетерогенная),в ней есть линия раздела фаз. Свойства систем можно разлить по характеру их зависимости от количества вещества. Экстенсивные – они суммируются при соединениях, т.е. следуют закону адиттивности (сложения) – длина, объем, масса. Интенсивные – не зависят от массы, температуры, давления, вязкости. Процесс - переход системы из одного состояния в другое. Классификация процессов: I По тепловому эффекту: Экзотермические – +Q выделяется энергия(-ΔH), эндотермические – -Q поглощение энергии(+ΔH). Термодинамическое – ур-е с указанием теплового эффекта I По неменяющемуся параметру Изохорный V=const, Изобарный P=const, Изотермический T=const Состояние системы – совокупность всех хим. и физ. свойств. К функциям состояния относятся U – внутренняя энергия – полная энергия системы, включающая в себя все виды потенциальной и кинетической энергии всех её частиц, т.е. энергию движения частиц, энергию хим.св. и ММВ, внутриатомную и ядерную энергию и т.п.; H – энтальпия – количество тепла, переданного системе при изобарном процессе расходующееся на увеличение внутренней энергии и совершение работы; S – энтропия - характеризует возможность протекания самопроизвольного процесса, введена Клаузисом в 1865г. – мера вероятности состояния, чем сложнее порядок, тем труднее его реализовать; G – энергия Гиббса (изобарно-термический потенциал) – связывает энтропию и энтальпию. Δ G – критерий самопроизвольного протекания процесса Δ G<0 – р-я протекает самопроизвольно, Δ G =0 наступает состояние равновесия, ΔG >0 самопроизвольный процесс невозможен, возможна самопроизвольная обратная реакция; F – энергия Гермгольца ΔF=ΔU-TΔS. Обмен энергией осуществляется в виде работы и теплоты – это две формы передачи энергии. U –непосредственно измерить невозможно, можно только ΔU – при взаимодействии с окружающей средой Q - теплота – мера энергии, передаваемая от более нагретого, к более холодному телу. Передача за счет разности температур. А – работа – мера энергии, передаваемая за счет перемещения масс. Изохорный процесс: Q_V=-ΔU, изобарный процесс Q_P изменение энтальпии с обратным знаком Q_P =-ΔH, Q_P=ΔH+A, Q_V>Q_P. Q_P=ΔU+pΔV, pΔV=A – работа расширения. Если в-ва и продукты находятся в стандартных условиях (P=101,3кПа=760мм.рт.ст, T=298К=25С). ΔH^°₂₉₈ – стандартная энтальпия образования, тепловой эффект 1го моль в-ва в стандартных условиях из простых в-в. 1е начало термодинамики: закон сохранения энергии. Устанавливает эквивалентность при превращениях различных форм энергии, однако не показывает в каком направлении и до какого предела протекает процесс. Считалось, что самопроизвольно могут протекать только экзотермические р-и, но существуют и самопроизвольные эндотермические процессы(испарение). Чем больше беспорядок – тем более вероятно именно это состояние процесса, чем выше беспорядок – тем выше энтропия. Газы – носители энтропии (S). Для большинства множеств их термодинамическая вероятность достижения более вероятного состояния является гигантским числом. Поэтому вместо величины термодинамической вероятности используют значение энтропии S=R lnW, R – универсальная газовая постоянная, lnW – натуральный логарифм термодинамической вероятности.