Первый закон термодинамики -одна из форм закона сохранения энергии

Его формулировки: 1. Энергия не создаётся и не уничтожается, а переходит из одной формы в другую.

Переход из одного вида в другой происходит в строго эквивалентных количествах.

Полная энергия изолированной системы - величина постоянная

DH = DE + pDV

Теплота, подведённая к системе, расходуется на увеличение внутренней энергии и на совершение ею работы против внешних сил

 

Способы определения DН:

1. Калориметрия - экспериментальный способ определения DН.

2. Закон Гесса - изменение энтальпии в химической реакции зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов и не зависит от путей перехода из одного состояния в другое.

Следствия из закона Гесса

I-ое следствие:

 

II-ое следствие:

DH°(стандартная энтальпия) = 0 для простых веществ и элементов в стандартных условиях (Т=298К, р=101,3 кПа, n=1моль).

(Тоже самое только вместо образ.à сгор.)

 

Лекция №3

Второе начало термодинамики.

I закон термодинамики позволяет определить DH_{реакции}, но не даёт ответа на вопрос о её направлении. Ответ на этот вопрос даёт II закон термодинамики, который выделяет теплоту в особый вид энергии и вводит понятие энтропии.

Энтропия (S) - мера рассеянной или обесцененной энергии.

В самопроизвольном процессе

В равновесном процессе

Для изолированной системы, где Q = 0:

В самопроизвольном процессе DS > 0

В равновесном процессе DS = 0

В общем случае в изолированной системе

DS ³ 0

В 1872 г. Л.Больцман предложил статистическую формулировку второго закона термодинамики:

«Изолированная система эволюционирует преимущественно в направлении большей термодинамическоой вероятности

DG = DH - TDS Уравнение Гиббса

При D G < 0 реакция возможна;

При D G > 0 реакция невозможна;

При D G = 0 система находится в равновесии

 

Знак DH	Знак DS	Знак DG	Возмож-ть самопроизв. реакции
+	-	+	Нет
-	+	-	Да
-	-	-	Зависит от соотношения DH и TDS

 

Реакции обмена

Экзэргонические - реакции обмена, идущие с выделением энергии (DG<0).

Эндэргонические - реакции обмена, идущие с потреблением энергии (DG>0).

Лекция №4 Химическое равновесие

Критерии равновесия

Для химической реакции общего вида

aA + bB «xX + yY

состояние равновесия может быть описано и с точки зрения кинетики и с точки зрения термодинамики. С точки зрения термодинамики макроскопические системы достигают равновесия, когда изменение энергии компенсируется энтропийной составляющей.

Для постоянного давления и температуры: DH = TDS, тогда D G = 0.

С точки зрения кинетики состояние равновесия характеризуется величиной константы равновесия: