Определение
| •научная дисциплина, изучающая:
-переход энергии из одной формы в другую, от одной части системы к другой;
-энергетические эффекты, сопровождающие различные физические или химические процессы, зависимость их от условий протекания процессов;
- возможность, направление и пределы самопроизвольного (без затраты работы извне) течения самих процессов в рассматриваемых условиях
|
Теплота,
Q (Дж),
Работа,
A (Дж)
| • формы передачи энергии от одной части системы к другой
|
Тепловой эффект реакции,
Q (кДж)
| • энергия, которая выделяется или поглощается при химической реакции
|
Экзотерми-ческие реакции
| • реакции, протекающие с выделением теплоты
(Q>0)
|
Эндотермические реакции
| • реакции, протекающие с поглощением теплоты
(Q<0)
|
Термохимическое уравнение
| • запись уравнения с указанием агрегатных состояний соединений и теплового эффекта (Q) реакции:
2H2(г) + O2(г) = 2H2O+571, 6 кДж
|
Закон Гесса (1840г.)
| • тепловой эффект химической реакции зависит только от вида и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода системы из одного состояния в другое
|
Теплота (энтальпия) образования сложного вещества из простых,
Qf,(ΔHf)
(кДж/моль)
| • энергия, которая выделяется (поглощается) при образовании 1 моль химического соединения из простых веществ при рассматриваемых условиях
|
Термодина-мическая система
| • тело (группа тел), находящихся во взаимодействии и мысленно или реально обособляемых от окружающей среды
|
Гомогенная система
| • внутри которой нет поверхностей раздела, отделяющих друг от друга части системы (например: химически чистая жидкая вода, раствор поваренной соли в воде, газ или смесь газов)
|
Гетероген-ные системы
| • внутри системы имеются поверхности раздела (например: раствор и осадок, выпавший из него, капля жидкого масла в воде)
|
Изолиро-ванная система
| • нет обмена веществом (Δm=0) и энергией (ΔE=0)с окружающей средой
|
Замкнутая система
| • возможен энергообмен с окружающей средой
(ΔE ≠ 0), но невозможен обмен веществом (Δm=0)
|
Незамкнутая система
(открытая)
| • возможен энерго- и массообмен с окружающей средой (ΔE ≠ 0, Δm ≠ 0)
|
Фаза
| • совокупность всех гомогенных частей системы, одинаковых по составу и по физико - химическим свойствам;
примеры: вода и лед – две фазы, истинный раствор – одна фаза (раствор повареннной соли в воде)
|
Теплоем-
кость,
C (Дж/K)
| • энергия, затрачиваемая (излучаемая) при изменении температуры тела на 1К
|
Теплоем-кость при постоянном объеме, Cv (Дж/K)
| • энергия, затрачиваемая (излучаемая) при изменении температуры тела на 1К, при постоянном объеме
|
Теплоем-кость при постоянном давлении, Cp (Дж/K)
| • энергия, затрачиваемая (излучаемая) при изменении температуры тела на 1К, при постоянном давлении
• различия в значениях Cp и Cv наблюдаются у га
зов; для конденсированных фаз значения этих величин практически совпадают
|
Параметры состояния системы
| • любые измеримые макроскопические состояния термодинамической системы (объем, давление, температура, плотность, внутренняя энергия, энтальпия, энтропия, энергия Гиббса и др.)
|
Внутренняя энергия (U)
| • общая энергия поступательного и вращательного движения молекул, энергия внутримолекулярного колебательного движения атомов и атомных групп, энергия вращения электронов в атомах, но без учета кинетической и потенциальной энергий системы как единого целого
• значение внутренней энергии не может быть абсолютно определено, но ее изменение ∆U можно измерить ∆U= U1-U2, где U1 и U2− внутренняя энергия системы в состоянии 1 и 2
|
Энтальпия,
Н (кДж/моль)
| • термодинамическая функция, характеризующая теплосодержание системы:
∆ Н = ∆U + р ∆V
|
Энтропия,
S
(Дж/(моль∙K))
| • определяет меру неупорядочности состояния системы
• ∆S > O при нагревании, расширении газов, при фазовых переходах вещества: твердое → жидкое → газообразное, а так же при растворении кристаллических веществ;
∆S < O при охлаждении, сжатии газов, конденсации и кристаллизации веществ
|
Энергия Гиббса, G (кДж)
(изобарно-изотермический потенциал)
| • определяет направление и предел самопроизвольного протекания процессов для систем, находящихся при T=const p=const
∆G < O – процесс возможен,
∆G = O – система в равновесии,
∆G > O – самопроизвольное протекание процесса невозможно
|
Функции состояния
| • термодинамические функции, значения которых зависят только от начального и конечного состояния системы и не зависят от пути перехода между этими состояниями
|
Расчет изменения энтальпии, энтропии и энергии Гиббса в результате протекания реакции
| • ∆Hх.р. = S(ni∆Hобр) прод. реак. –S(nj∆Hобр)исх. веществ,
∆Sх.р. = Σ(ni S)прод.реак. – Σ (nj S)исх. веществ,
∆Gх.р = S(ni ∆G)прод.реак. – S(nj∆G) исх. веществ.
где ni j- стехиометрические коэффициенты в уравнениях реакций,
• ∆G =∆H - T∆S; ∆G=-RTlnK (для систем, находящихся в стандартном состоянии),
где K – константа равновесия
|
Процесс
| • последовательная смена состояний, каких-либо явлений, ход развития чего-либо
|
Цикл
| • процесс, приводящий в конечном итоге систему в исходное состояние; изменение любой функции состояния равно нулю
|
Политропные процессы
| • процессы, происходящие при постоянном значении теплоемкости
PVn = const,
С – СP
где n = ––––––– –– показатель политропы
C – CV
|
Адиабатный процесс
| • частный случай политропного процесса. Отсутствует теплообмен системы с внешней средой
СP
(ΔQ=0); C=0; n = –––– и pV Сp/ Cv = const
CV
|
Изотерми-ческий процесс
| • происходящий при постоянной температуре;
C = ∞, n = 1 и T = const, PV = const
|
Изобарный процесс
| • происходящий при постоянном давлении
C = CP, n = 0 и p=const, V/T = const
|
Изохорный процесс
| • происходящий при постоянном объеме
C = CV, n = ∞ и V=const, P/T = const
|
Обратимый термодина-мический процесс
| • допускает возможность возвращения системы в первоначальное состояние без того, чтобы в окружающей среде остались какие-либо изменения
|
Необрати-мый термодинамический процесс
| • после завершения процесса система не возвращается в исходное состояние, а в окружающей среде имеются изменения
|
Первое начало термодинамики (закон сохранения энергии)
| • теплота, сообщаемая системе, расходуется на изменение её внутренней энергии и на совершеннее ею работы против внешних сил
• математическое выражение 1-го начала термодинамики: ∆U = Q − A;
- в дифференциальной форме:
δQ = dU+ δA
где:
dU − бесконечно малое изменение внутренней энергии системы (полный дифференциал),
δA − элементарная работа (не является полным дифференциалом),
δQ − бесконечно малое количество теплоты (не является полным дифференциалом)
|
Второе начало термодинамики
| •невозможен процесс, единственным результатом которого было бы превращение теплоты в работу.
В изолированных системах энтропия самопроизвольно протекающего процесса не уменьшается
|