Физические основы термодинамики

План лекции:

1. Значение и задачи физической химии.
2. Методы физико-химических исследований
3. Краткая

*

Методы физико - химического
исследования.

Квантово-
механический

Термодинами
ческий

Статический

Разделы физической химии:

Строение вещества
Химическая термодинамика
Фазовые равновесия
Растворы
Электрохимия
Кинетика и катализ
Физикохимия поверхностных явлений

*

История физической химии.

*

XVIII в. становление науки «физическая химия». М.В. Ломоносов ввел

*
Система
Закрытая
Открытая
Изолирован
ная

Газовые системы:

1. Смеси газов -однородные по составу, истинные растворы, представляющие

Свойства газовых систем:

1. масса
2. обьем
3.температура
4. давление
5. плотность

*

Температура

Мера средней кинетической энергии молекул некоего тела.
Передача движения молекул одного тела

Состояние газа:

P
V
T
T = f (P,V). !!! Нулевой закон (начало) термодинамики: две

Если два тела, нагретые до разных температур приведены в контакт друг

Виды энергии:

*

Законы поведения идеальных газов:

Закон Бойля (P1,V1 = P2,V2)
Закон Шарля(Гей-Люссака):при охлаждении газа

Абсолютная температура – нижний предел температуры -273С (абсолютный нуль температуры). Шкала

Теплоемкость

Теплоемкость газов: количество тепла которое необходимо для повышения температуры на 1С.
Удельная

Для газов удобно пользоваться молярной теплоемкостью сμ − количество теплоты, необходимое

*

Реальные (неидеальные газы)

Термодинамические свойства реальных газов.

*

Законы термодинамики; свободная энергия.

Термодинамика – наука о превращении теплоты.

*

3. Установление критериев равновесного состояния термодинамических систем.

Задачи химической термодинамики:

1 Установление энергетических

Понятия термодинамики

Энергия – способность производить работу.
Термодинамические системы – макроскопические объекты, отделенные

*

Химическая
термодинамика

Основной
закон

I

II

III

Закон о
Термодина
мическом
равновесии

Главный
Параметр
Т

Q, A, U
H

S, G, H

S

Два постулата термодинамики:
1. Любая изолированная система с течением времени приходит в

Энергия, связанная с внутренними движениями частиц системы и их взаимодействиями между

Внутренняя энергия (U) – однозначная функция состояния термодинамической системы: изменение внутренней

Если нагревать газ при постоянном давлении (СР) в сосуде с поршнем,

Термодинамические функции:
E – внутренняя энергия
H - энтальпия
S - энтропия
G – свободная

1. H = E + PV
2. A = E – TS
3.

Тепловые процессы:

Экзотермический процесс
Эндотермический процесс

Факторы ΔН, ΔU:

1) Природа реакции
2) Количество вещества
кДж/моль!
С8Н18 + 25/2

Факторы ΔН, ΔU:

Агрегатное состояние и аллотропные модификации
Н2Ож → Н2Ог –

Факторы ΔН, ΔU:

Т и р
Стандартные условия:
p = 105 Па ≈ 1 атм
Т = 298

Стандартная энтальпия образования

ΔfH0298 (X) – это стандартное изменение энтальпии в результате

Стандартная энтальпия сгорания

ΔbH0298 (X) – это энтальпия реакции сгорания 1 моля

Стандартные энтальпии фазовых переходов:

Стандартная энтальпия сублимации ΔsH0298 (X)
Стандартная энтальпия испарения

Стандартная энтальпия химической связи:

– это изменение энтальпии в реакции образования 1

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ ПАРАМЕТРЫ СОСТОЯНИЯ СИСТЕМЫ (ТПСС)

2. Функции состояния : внутренняя энергия (U),

P1
V1
T1

P2
V2
T2

I*

A

B

II**

C

∆P = P2 – P1
∆V = V2 – V1
∆Т = Т2

Состояние термодинамической системы:

*

Равновесные
Параметры
системы
не зависят
от времени

Неравновесные
Параметры
системы

Pe (externus)-наружный

Pi (internus)-внутренний

Pe = Pi

100 г

Термодинамические процессы.

1.

Термодинамически необратимые процессы

Pe

Pi

1. Равновесие Pe = Pi

2. Ре >

→ СО2 + Н2О + азотистые продукты
+ энергия

Белки

Тело А

Тело В

Т1

Т2

Т1 > Т2

ТЕПЛОТА

Тело А

Тело B

Т1

Т2

Т1 > Т2

РАБОТА

Первый закон термодинамики

Количество энергии, которое выделяется или поглощается в форме теплоты

Р.Майер (1842 г.), Д. Джоуль (1842 г.),
Л. Гельмгольц (1847

Применение первого закона (Q = ∆U + А) термодинамики к

2. Изобарные процессы. р =const, ∆р=0,

QР = U2 – U1 +

3. Изотермические процессы. Т = const, ∆Т =0

Q=∆U + A

ТЕРМОХИМИЯ -

Тепловой эффект реакции - Q

Стандартный тепловой эффект – Q0

Термохимические уравнения:

Термохимическая форма записи:
Н2 (г) + ½ О2(г) →

Закон Гесса (1840 г.)

ΙΙ. а) С + ½ О2 → СО

С6Н12О6(тв) + 6 О2(г) →6 СО2(г) + 6 Н2О(ж); ∆Н

2 . ∆Нореакции = ∑∆Носг.исх.в-в. -

1

2

3

4

1

3

4

2

5

5

и т.д.

Статистическое толкование энтропии (S)

Людвиг Больцман

термодинамическая вероятность (W)

ВТОРОЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ

S = k· lnW

W- термодинамическая вероятность; S – энтропия;

N2

O2

I система:

Т N2 = Т O2
P N2 = P O2
V N2

N2 + O2

N2 + O2

II система

W2

S2 = k

W2 > W1

=> S2 > S1

∆S = S2 -

∆S

математическое выражение второго закона термодинамики.

[S]– [ Дж/ моль·К]

Изолированная система: Q

Объединенное уравнение первого и второго законов термодинамики.

I. Q = ∆U +

Аобщ. = р·∆V + Аполезн.

T·∆S = ∆U + А

общая

T·∆S

1. А>0, ∆G<0

2. А=0, ∆G=0

3. А<0, ∆G>0

Влияние энтальпийного (∆Н) и

Анализ:

∆G = ∆Н - Т∆S

1) если ∆Н<0 (экзо-) и ∆S>0, то

Расчет свободной энергии Гиббса при стандартных условиях (∆Gо) в химических

Расчет ∆Gреакции в реальных условиях.

А + В С +

Термодинамика химического равновесия.

хА + уВ

mC + nD

V1

V2

V1 = V2 химическое

Кх.р. =

Чем > Кх.р., тем более глубоко процесс идет

Уравнение изотермы химической реакции.

А + В C + D

∆G =

Анализ: ∆G = RT (ln

R, T, Кх.р. - это

Уравнение изобары химической реак-и

р=const; ∆р=0

А + В C

Анализ:

1. экзотермические реакции: ∆Н <0

а) повышаем Т => Т2>Т1 и

б) понижаем Т => Т2< Т1 и

> 0

тогда