Основные понятия химической термодинамики

1.

Основные понятия химической термодинамики
Химическая термодинамика изучает законы взаимного превращения различных
видов энергии, состояние равновесия, а также возможность, направление и
предел протекания самопроизвольных процессов.
Термодинамическая система – это совокупность материальных объектов,
выбранных нами произвольно для изучения, которая отделена от всего
окружающего (называемого внешней средой) некоторой границей (условной или
реальной).
Изолированная система – это система, которая не может обмениваться с
окружающей средой ни веществом, ни энергией и имеет постоянный объем.
Закрытая система – это система, которая не может обмениваться с
окружающей средой веществом (т.е. имеет постоянную массу), но может
обмениваться энергией (в форме теплоты или работы).
Открытая система – это система, которая может обмениваться с окружающей
средой и веществом, и энергией.
Кроме того, системы могут быть гомогенными (однородными), которые состоят
из одной фазы, и гетерогенными (неоднородными), состоящими из двух или
более фаз.

2.

Термодинамические параметры состояния системы – (температура, объем,
давление и т.д.) – это определенные измеряемые свойства системы,
характеризующие ее состояние.
Состояние системы – это совокупность термодинамических параметров
системы.
Различают: экстенсивные и интенсивные свойства
Экстенсивные свойства, зависят от массы системы (V, m, U, H и т. д.) и
обладают аддитивностью: свойство системы равно сумме свойств ее частей.
Интенсивные свойства, не зависят от массы системы (T, p, , и т. д.). Эти
свойства не суммируются, а выравниваются.
1) Равновесные и неравновесные процессы.
Равновесные процессы- это процессы, проходящие через непрерывный ряд
равновесных состояний.
Равновесное состояние системы – состояние, не изменяющееся во времени
и не требующее для своего поддержания воздействия каких-либо внешних
факторов.
Неравновесные процессы — это процессы, после протекания которых
систему нельзя вернуть в исходное состояние без того, чтобы в ней не
осталось каких-либо изменений..

3.

2). Обратимые и необратимые процессы.
Обратимые процессы –это процессы при протекании которых система
возвращается в исходное состояние без того, чтобы в окружающей
среде остались какие-либо изменения. В противном случае процессы
будут необратимыми.
В дальнейшем часто можно считать понятия обратимого и
равновесного процесса совпадающими
3). Самопроизвольные и несамопроизвольные процессы.
Самопроизвольные – процессы, происходящие сами собой не
требующие затраты энергии извне и приближающие систему к
равновесию.
Несамопроизвольные – процессы, требующие затраты энергии извне.
Химическая реакция – это разновидность процесса, при котором
наблюдается изменение химического состава системы.
Энергия – мера способности системы совершать работу.
Внутренней энергией системы называется сумма всех видов энергии,
за исключением кинетической энергии системы в целом и ее
потенциальной энергии положения.
Полная энергия системы равна сумме ее внутренней энергии,
кинетической и потенциальной энергии системы как целого.

4.

Первый закон термодинамики
Q = dU + A
Формулировки первого закона термодинамики:
1. Теплота, подводимая к системе, идет на изменение внутренней энергии
(функция состояния системы) и на совершение системой работы.
2. Энергия системы постоянна.
3.Энергия не исчезает бесследно и не возникает из ничего, переход её из
одного вида в другой происходит в строго эквивалентных количествах.
4. Вечный двигатель 1 первого рода невозможен.
Для изолированной системы справедливо условие:
U = const, dU = 0.
Формулировка первого начала термодинамики для изолированной системы:
«Запас внутренней энергии в изолированной системе постоянен».

5.

Закон Гесса
Тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном давлении (Qp = Н)
или при постоянном объеме (QV = U) и постоянной температуре,
определяется только природой и состоянием исходных веществ и продуктов
реакции и не зависит от пути перехода от исходных веществ к продуктам
реакции (т.е. реакцию можно проводить в одну, две, три и т.д. стадии)

6.

Следствия из закона Гесса
H реакции
f
f
i H i исходные
j H i
продукты
вещества
H реакции
H iсг H iсг
исходные
вещества
i
продукты
j

7.

Теплоемкость вещества
Q V U
dU
СV
dT T V dT
Q p
H dH
CР
dT T p dT
C Р С V A расш.
Для идеальных газов справедливо уравнение Майера:
CP CV R

8.

Теплоемкость газов
кинет.
потенц.
U U пост. U вращ. U колеб
U
.
колеб.
dU i
СV
R
dT 2
Для одноатомных идеальных газов
3
CV R
2
5
CP R
2
Для двухатомных идеальных газов
и линейных многоатомных
5
CV R
2
7
CP R
2
6
CV R 3R
2
CP 4R
Для многоатомных

9.

Теплоемкость твердых тел
правило Дюлонга - Пти
C = 3R
правило Неймана - Коппа
С = nС1 + nС2 + …
Эмпирические данные для вычисления теплоемкости
элемент
С
Н
В
C
7,6
9,6 11,3 15,9 16,8 21,0 22,6 22,6
Si
O
F
P
S

10.

Зависимость
теплоемкости от
температуры для
простых веществ
Интерполяционное уравнение расчета теплоемкости в зависимости от температуры
C p a bT cT c T
2
'
2

11.

Расчет работы расширения идеального газа и теплоты в
различных процессах

12.

Зависимость теплового эффекта химической реакции
от температуры. Уравнение Кирхгофа
H
i C p,i C p
T p
уравнение Кирхгофа
C p i C p ,i j C p , j
прод
исх

13.

0 0298 C 0р d
298
H 0T H 0298 C0p, 298 (T 298)
2) С р f (T )
в 2
с 3
1
2
3
l 1
H 2 Н 1 а(Т 2 Т 1 )
(Т 2 Т 1 )
(Т 2 Т 1 ) с
2
3
Т 2 Т1