Мой урок

термодинамическая система

материальный объект, выделенный из внешней среды с помощью реально существующей или воображаемой граничной поверхности и способный обмениваться с другими телами энергией и (или) веществом

В зависимости от признака, общего, характерного для ряда систем, все системыможно разделить

По количеству компонентов в системе, По количеству фаз в системе, По наличию взаимодействия системы с окружающей средой

По количеству компонентов в системе

на однокомпонентные и многокомпонентные

По количеству фаз в системе

на однофазные и многофазные

По наличию взаимодействия системы с окружающей средой

на изолированные, открытые и закрытые.

. По наличию химического превращения системы делятся на

системы с химическим превращением и системы без химического превращения.

Состояние системы

это совокупность ее свойств

Экстенсивные

Прямо пропорциональны массе системы или числу частиц, например, объем, энергия, энтропия

Интенсивные

Не зависят от массы системы или числа частиц, например, температура, плотность, давление

Обобщенные силы характеризуют

состояние равновесия

Обобщенные координаты

величины, изменяющиеся под действием соответствующих обобщенных сил

Различают следующие состояния системы

Равновесное, Неравновесное,Стационарное, Нестационарное

Термодинамический процесс

изменение системы, связанное с изменением хотя бы одного свойства системы

Процесс называют равновесным

если он бесконечно медленно переходит через непрерывную последовательность состояний, связанных с бесконечно малой разностью действующих сил и совершением наибольшей работы

В ходе обратимого процесса

совершается максимальная работа и не нарушается равновесие (тепловое, механическое, фазовое, химическое) с окружающей средой

Состояние термодинамической системы считается заданным, если указаны ее химический состав, фазовый состав и значения основных (независимых) термодинамических параметров:

давления, температуры, объема, массы или числа молей вещества, концентраций.

Состояние термодинамической системы может быть охарактеризовано также с помощью термодинамических величин, являющихся функциями основных параметров:

внутренней энергии, энтальпии, энтропии, энергии Гиббса, энергии Гельмгольца, теплоемкостей.

Внутренняя энергия системы зависит

от природы вещества, его массы, параметров системы

H=

U+pV

Теплота

это неупорядоченная форма передачи энергии от одной системы к другой

Работа

это упорядоченная форма передачи энергии

суммарная работа

не зависит от этого пути, а определяется только начальным и конечным состоянием системы

Теплоемкость

бесконечно малое количество теплоты, сообщенное системе в каком – либо процессе для изменения ее температуры на один градус

Истинная теплоёмкость

C= δQ /dT

Cv=

dU/dT

Cp=

dH/dT

Удельная теплоемкость

Теплоемкость, отнесенная к 1 кг вещества

Между полной теплоемкостью и удельной теплоемкостью существует соотношение

C=mCуд

Существуют следующие формулировки I закона ТД

В ходе кругового процесса сумма энергий обмена между системой и окружающей средой всегда равна нулю

Математическая формулировка первого закона для закрытых систем в дифференциальной форме

dU= dQ-dA

первый постулат

у изолированной системы (системы, которая не обменивается с внешними телами ни энергией, ни веществом) существует состояние термодинамического равновесия, в которое она приходит с течением времени и никогда самопроизвольно выйти из него не может

второй постулат

если две системы А и В, каждая из которых является равновесной, привести в тепловой контакт, то равновесие в них может нарушиться, однако, спустя некоторое время, в процессе теплообмена (обмена энергией) обе системы придут в другое равновесное состояние.

Тепловым эффектом химической реакции называется

количествотепла,котороевыделяетсяилипоглощаетсяприпротекании реакции в условиях, когда исходные вещества и продукты реакции имеют одну и ту же температуру

Реакция, протекающая с выделением тепла, называется

экзотермической

Закон Гесса

теплота реакций, протекающих при постоянных давлении и температуре или постоянных температуре и объеме, не зависит от промежуточных стадий, а определяется лишь начальным и конечным состоянием системы

Теплоту химической реакции при постоянном давлении иногда называют

просто энтальпией реакции

Энтальпия образования сложного вещества

энтальпия реакции синтеза его из простых веществ

Энтальпия образования всех простых веществ в наиболее устойчивом состоянии равна

нулю при любой температуре

Стандартная энтальпия испарения

изменение энтальпии при превращении 1 моль жидкости в газ

Стандартная энтальпия фазового перехода

изменение стандартной энтальпии при изменении физического состояния вещества

Уравнение для расчета стандартного мольного изменения энтальпии в ходе химического превращения называется уравнением Кирхгофа

drho/dT=drcop

При drcp >0

величина температурного коэффициента энтальпии положительна, то есть с повышением температуры осуществления процесса тепловой эффект реакции возрастает

При drcp <0

температурный коэффициент энтальпии отрицателен, то есть тепловой эффект реакции при повышении температуры проведения процесса уменьшается

Если drcp = 0

то при какой бы температуре мы ни проводили процесс, его тепловой эффект будет постоянным

второй закон термодинамики

Различные виды энергии стремятся переходить в теплоту, а теплота стремится рассеяться, т.е. распределиться между всеми телами равномерно

Если dS=0

то система находится в состоянии термодинамического равновесия

если dS>0

то процесс самопроизвольно протекает в прямом направлении

если dS<0

энтропия убывает, может протекать только обратный процесс, связанный с увеличением энтропии

S=

Q/T

Клаузиусом было доказано, что несмотря на то, что теплота зависит от пути процесса

величина отношения теплоты к абсолютной температуре, не зависит от пути процесса, то есть является функцией состояния

Принцип недостижимости абсолютного нуля

при приближении температуры к абсолютному нулю тепловые свойства тел перестают зависеть от температуры, поэтому абсолютный нуль недостижим

Характеристическая функция

это функции, с помощью которых и первых производных от которых можно выразить любое термодинамическое свойство системы

dU=

TdS+pdV = Eμkdnk

H =

U + pV

dH=

TdS-Vdp + Eμkdnk

G=

H - TS

F=

U - TS

dF =

dU - TdS - SdT

dG =

dH - TdS - SdT

Химический потенциал

является мерой реакционной способности вещества

μk=

dG/dnk

Eμkdnk=0

Это равенство является общим условием химического равновесия

drHTo<0 drSTo>0

при всех значениях температуры, процесс термодинамически возможен при любой температуре

drHTo<0 drSTo<0

реакция термодинамически возможна при сравнительно низкотемпературном режиме

drHTo>0 drSTo>0

процесс термодинамически возможен при сравнительно высоких температурах

drHTo>0 drSTo<0

оба фактора действуют в неблагоприятном направлении, реакция невозможна при любых температурах

Согласно физической теории растворитель

− индифферентная среда, в которой равномерно распределены частицы растворенного вещества

Согласно химической теории растворов растворение

− разновидность химического процесса, характеризующегося взаимодействием частиц смешиваемых компонентов

Растворами называют

гомогенные физико – химические системы переменного состава, образованные из молекул, атомов или ионов двух или более веществ

Растворы могут быть классифицированы по характеру растворителя

Водные и неводные

Растворы могут быть классифицированы по агрегатному состоянию

твердые, жидкие, газообразные

Растворы могут быть классифицированы по насыщенности

насыщенные, ненасыщенные, пересыщенные

Растворы могут быть классифицированы По относительному количеству растворенного вещества и растворителя

разбавленные и концентрированные

Растворы могут быть классифицированы По наличию или отсутствию электролитической диссоциации

молекулярные (неэлектролиты) и ионные (электролиты)

Растворы могут быть классифицированы В соответствии с термодинамическими свойствами

(идеальные, неидеальные (реальные) и предельно разбавленные

Мольная доля компонента

Nk=nk/Enk

Молярная концентрация

ck=nk/V

Моляльная концентрация раствора

dk=nk/m1

Массовая концентрация

pk=mk/V

Массовая доля компонента в растворе

фk=mk/Emk

Процесс растворения будет протекать самопроизвольно до тех пор

пока в системе не установится равновесие

при образовании идеального раствора происходит

уменьшение энергии Гиббса

коэффициент активности может служить мерой

отклонения свойств реального раствора от идеального поведения

Закон Рауля

Давление пара растворителя над раствором прямо пропорционально мольной доле растворителя в растворе

pk=

pok * Nжk

В случае идеальных растворов закон Рауля выполняется

для всех компонентов и для всех концентраций

Отклонения от закона Рауля появляются

в растворах веществ сильно различающихся по свойствам

Если разнородные молекулы притягиваются слабее однородных

то смешивание ослабляет общее молекулярное взаимодействие

В случае значительного взаимного притяжения разнородных молекул по сравнению с однородными в растворе

смешивание усиливает общее межмолекулярное взаимодействие и переход молекул в газовую фазу затруднен

Существует эмпирическое правило

полярные вещества растворяются в полярных растворителях, неполярные в неполярных

Закон Генри

Масса газа, растворяющегося при постоянной температуре в данном объеме жидкости, прямо пропорциональна парциальному давлению газа

p2=

Кг*N2

Растворимость смеси идеальных газов подчиняется закону Дальтона

растворимость отдельных компонентов газовой смеси пропорциональна их парциальному давлению и не зависит от других газовых компонентов

Коллигативные свойства

свойства, зависящие от природы растворителя и концентрации растворенного вещества, т.е. от числа его частиц в единице объема, но не зависят от свойств этих частиц

Проявляются коллигативные свойства

когда в равновесии находятся две фазы, одна содержит растворитель и растворенное вещество, другая – только растворитель

Кипение

процесс интенсивного парообразования, характеризующийся непрерывным возникновением и ростом внутри жидкости пузырьков пара

Температура кипения

это температура равновесного фазового перехода жидкости в пар при постоянном давлении

Температура начала кристаллизации

температура, при которой кристаллы растворителя находятся в равновесии с раствором данного состава

Метод изучения свойств растворов, основанный на измерении температур кристаллизации

называется криоскопией

Осмос

способность чистого растворителя проникать через раствор, отделенный от него полупроницаемой мембраной, проницаемой для растворителя и не проницаемой для растворенного вещества

Осмотическое давление также можно определить

как силу, которую нужно приложить, чтобы заставить растворитель переходить через перегородку в раствор

зависимость осмотического давления от концентрации вещества и температуры

π = cRT

Уравнение Вант-Гоффа служит для

определения молярной массы растворенного вещества

Под химическим равновесием понимают

неизменное во времени состояние системы, содержащей исходные вещества и продукты реакции, рассматриваемое обычно при постоянных давлении, объеме и температуре.

В любой системе, не зависимо от числа протекающих в ней химических реакций

имеется только одно состояние химического равновесия

ввел понятие химического сродства реакции

Де Донде

Химическое сродство

способность веществ к химическому взаимодействию

Химическое сродство

критерий осуществимости той или иной реакции

Мерой химического сродства является

максимальная полезная работа, которая может быть получена в результате реакции между веществами

A

это изменение термодинамического потенциала, обусловленное увеличением глубины реакции на один эквивалент (Δξ=1) и взятое с обратным знаком

A=

-(dG/dξ)

A=

-Ut, v + T(dS/dξ)

A=

-Ht, p + T(dS/dξ)

A > 0

реакция идёт в прямом направлении

A < 0

реакция идёт в обратном направлении