Термодинамика

Сентябрь 2, 2022

Главная
Алгебра
Термодинамика

Содержание

2. Виды систем: изолированная - не обменивается ни веществом, ни энергией (в природе такие системы не существуют);
3. Компоненты - химические вещества, входящие в состав системы. Число независимых компонентов в системе: n компонентов =
4. Гомогенная система одинакова по составу, структуре и свойствам во всех своих микроучастках. Гетерогенная система состоит из
5. Состояние системы характеризуется экстенсивными и интенсивными параметрами. Экстенсивные параметры зависят от количества вещества, находящегося в системе.
6. Термодинамическое состояние системы равновесно, если его термодинамические параметры одинаковы во всех точках системы, и не изменяются
7. Некоторые параметры могут остаться без изменения. Р = const - процесс изобарный V = const -
8. Характеристические функции. Не зависят от способа (пути) достижения данного состояния системы, а определяются состоянием системы. К
9. Внутренняя энергия (U) системы - её полная энергия, которая складывается из кинетической и потенциальной энергий молекул,
10. ΔU>0 -происходит поглощение энергии из внешней среды (эндотермические реакции). ΔU Внутренняя энергия - способность системы к
11. Теплота Q, подведённая к системе, расходуется на увеличение её внутренней энергии ΔU и на совершение системой
12. А= р·ΔV Q = ΔU + pΔV Q = (U2+pV2) - (U1+pV1) U+р·V = Н ∆Н=∆U+р·∆V
13. Энтальпия. Тепловой эффект или энтальпия реакции- это изменение энергии системы при протекании в ней химических реакций
14. Тепловой эффект химической реакции - это количество энергии (тепла), которое должно быть получено продуктами реакции (или
15. Теплоемкость Теплоёмкость - количество теплоты, которое необходимо подвести к телу, чтобы повысить его температуру на 1
16. Теплоемкость зависит от температуры.
17. Закон Кирхгоффа Увеличение теплового эффекта при повышении температуры на 10С равняется разности между теплоемкостью исходных веществ
18. Расчет теплоемкости При постоянном объеме: СV = dQV/dT СV -теплоемкость при постоянном объеме, кДж/моль·град; dQV -
19. Энтальпия образования Тепловой эффект реакции образования одного моля сложного вещества из простых веществ называется энтальпией образования
20. Энтальпия образования соединений из элементов одного и того же периода периодической системы уменьшается по мере увеличения
21. 3) Энтальпия образования соединений одного и того же металла с металлоидами одной и той же группы
22. Правило термохимической логарифмики: Энтальпия образования неорганических соединений элементов одного ряда или одной подгруппы периодической системы, отнесенная
23. 4) Энтальпия присоединения каждого следующего атома к металлу меньше, чем предыдущего: ΔН0(FeC12)= -341,45 кДж/моль ΔН0(FeC13) =
24. Стандартное состояние - реальное, состояние вещества при данной температуре и давлении 101,3 кПа (1атм) в термодинамически
25. Стандартные энтальпии образования простых веществ принимают равными нулю, если их агрегатные состояния и модификации устойчивы при
26. Термохимическое уравнение - уравнение химической реакций, в котором указан его тепловой эффект. Признаки термохимического уравнения: 1)
27. Первый закон термохимии закон Лавуазье - Лапласа Количество тепла, поглощающегося (выделяющегося) при разложении какого-либо сложного вещества
28. Второй закон термохимии (закон Гесса) Тепловой эффект ряда последовательных реакций равен тепловому эффекту любого другого ряда
29. Энтальпийные диаграммы
30. Следствия из закона Гесса 1) тепловой эффект химической реакции (ΔН0х.р.) равен сумме теплот (энтальпий) образования продуктов
31. 2)Значение энтальпии прямой и обратной реакций численно равны, но противоположны по знаку. ΔН0(прямого процесса)=-ΔН0(обратного процесса) 3)Если
32. Теплота сгорания Теплота сгорания органического соединения - это количество теплоты, которое выделяется при полном сгорании 1
33. Удельная теплота сгорания Qт равна количеству теплоты, выделяющейся при сгорании 1 кг жидкого или твердого вещества
34. Связь внутренней энергии и энтальпии. ΔU0=ΔH0-Δn·R·T ΔU0 - изменение внутренней энергии системы, кДж/моль; ΔH0 - изменение
35. Энтальпия нейтрализации - количество теплоты, выделяющееся при взаимодействии одного моля-эквивалента кислоты с одним молем - эквивалента
36. Энергия атомизации - энергия, необходимая для разрыва связей в 1 моле простого вещества и превращения его
37. Энергия возгонки (энергия сублимации) - энергия, требующаяся для возгонки (перехода из твердого состояния в газообразное) одного
38. Энергия кристаллической решетки - энергия, необходимая для разрушения 1 моля кристаллического вещества и удаления образовавшихся атомов
39. Энергия ионной кристаллической решетки - работа, которую необходимо затратить для разрушения одного моля кристаллического вещества на
40. Уравнение Борна U=-(Z1·Z2·e2)/r+(b·e2/r·n) где Z1 и Z2 - величины зарядов катиона и аниона (т.е. формальные валентности);
41. Энергия в ионном кристалле Цепочка ионов с чередующимися по знаку зарядами. Расстояние между ближайшими ионами равно
42. Трехмерная кристаллическая решетка хлорида натрия Одинаково обозначены ионы, находящиеся на равных расстояниях от центрального иона.
43. Энергия притяжения иона с другими ионами в кристалле Епр=-2·ln2·e2/r Притяжение одного моля ионов в кристалле: Eпр=N·(e2/r)·(6/√1-12/√2+8/√3-6/√4+24/√5-…)
44. Уравнение Борна для кристалла U = (-αм ·N·e2·Z1·Z2/r) + (β·e2/r·n) β=N·b - структурная постоянная, учитывающая степень
45. Термодинамические свойства плеяд Ряд соединений, образуемых одной парой элементов, один из которых имеет переменную валентность, называется
46. Энтальпия образования газообразных оксидов и галогенидов из свободных атомов а) для вольфрама; б) для титана
47. Энтальпия образования газообразных окислов углерода из свободных атомов (а)-из графита и свободных атомов кислорода (б),из графита
48. Энтальпии образования окислов марганца ∆Нобр, кДж/г-атом ∆Нобр, кДж/г-атом МnО -389,21 МnО2 -523,13 Мn3О4 -468,72 Мn2О7 -368,28
49. Если элемент А соединяется с элементом В, а энергия атомизации простого вещества А много больше, чем
50. Термодинамический цикл Борна - Габера Если, осуществляя процесс, поучается то же самое вещество, с которого начали,
51. Энтальпией растворения называют количество теплоты, поглощающейся или выделяющейся при растворении одного моля вещества в очень большом
52. Принцип Бертоло-Томсена Химические процессы осуществляются в том случае, если они сопровождаются выделением энергии, т. е. являются
53. Закон Клаузиуса Теплота сама собой переходит лишь от тела с большей температурой к телу с меньшей
54. Энтропия Термодинамическая вероятность системы W - число микросостояний. Энтропия (S) - количественная мера беспорядка.(Дж/моль·К). Уравнение Больцмана:
55. Энтропия обратной реакции численно равна и противоположна по знаку энтропии прямой реакции. Изменение энтропии системы (ΔS0х.р.)
56. ΔS>0 - переход системы из более упорядоченного в менее упорядоченное состояние. ΔS Третий закон термодинамики При
57. Второй закон термодинамики в изолированной системе самопроизвольно протекают только те процессы, которые сопровождаются увеличением энтропии системы.
58. Уравнение Клаузиуса ΔS=ΔH·1000/T Связь энтропии и теплоемкости ΔS=С·2,303lgТ2/Т1 При фазовых переходах Qp=∆Нф.п. Sф.п.= ∆Нф.п./Т
59. Энергия Гиббса Энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал) ΔG - максимальная работа, которую нужно совершить, чтобы остановить данную
60. Процессы, протекающие с уменьшением энтальпии (ΔН 0), практически необратимы
61. Травновесн. = ΔН0 /ΔS0 Изменение энергии Гиббса системы при образовании 1 моля вещества из простых веществ,
62. Изотерма Вант-Гоффа имеет вид: Для реакции: dD+bB=lL+mM ΔG= ΔG0 + R·T·ln(ClL·CmM/ CdD·CbB) где С - концентрация
64. Скачать презентацию

Слайд 2

Виды систем:
изолированная - не обменивается ни веществом, ни энергией (в природе

такие системы не существуют);
закрытая — обменивается только энергией (запаянная ампула с каким-либо веществом);
открытая - обменивается и веществом и энергией (открытая пробирка с веществом).

Слайд 3

Компоненты - химические вещества, входящие в состав системы.
Число независимых компонентов в

системе:
n компонентов = n веществ – n реакций
Хранящийся на воздухе СаО.
Число возможных реакций в системе 2:
СаО+Н2О=Са(ОН)2 Са(ОН)2+СО2=СаСО3+Н2О Значит число веществ в системе 5:
СаО, Н2О, Са(ОН)2, СО2, СаСО3
Тогда число компонентов: 5-2=3

Слайд 4

Гомогенная система одинакова по составу, структуре и свойствам во всех своих

микроучастках.
Гетерогенная система состоит из нескольких фаз, разграниченных поверхностями раздела.
Фаза - часть системы, однородная во всех точках по составу и свойствам и отделенная от других частей системы поверхностью раздела.

Слайд 5

Состояние системы характеризуется экстенсивными и интенсивными параметрами.
Экстенсивные параметры зависят от количества

вещества, находящегося в системе. Это - масса, объем, энергия, теплоемкость.
Интенсивные параметры не зависят от количества вещества в системе. Это - температура, давление, плотность, концентрация.

Слайд 6

Термодинамическое состояние системы равновесно, если его термодинамические параметры одинаковы во всех

точках системы, и не изменяются самопроизвольно (без затраты работы) во времени.
Состояние задаётся набором значений термодинамических параметров: температура, давление, массовый состав системы, плотности, концентрации и т.п.
Уравнения, связывающее значения V, p, T для изучаемой системы называются уравнениями состояния.

Слайд 7

Некоторые параметры могут остаться без изменения.
Р = const - процесс изобарный
V

= const - процесс изохорный
Т = const - процесс изотермический
Р= const, Т = const - процесс изобарно-изотермический и т.д.

Слайд 8

Характеристические функции.
Не зависят от способа (пути) достижения данного состояния системы, а

определяются состоянием системы.
К ним относятся:
внутренняя энергия U,
энтальпия Н,
изохорно-изотермический потенциал (свободная энергия или энергия Гемгольца) F,
изобарно-изотермический потенциал (энергия Гиббса) G,
энтропия S.

Слайд 9

Внутренняя энергия (U) системы - её полная энергия, которая складывается из

кинетической и потенциальной энергий молекул, атомов, атомных ядер, электронов, ионов и др. частиц, составляющих систему.
ΔU = U2 - U1
U1 и U2 - внутренняя энергия системы в начальном и конечном состояниях,
ΔU - изменение внутренней энергии в ходе химического процесса.

Слайд 10

ΔU>0 -происходит поглощение энергии из внешней среды (эндотермические реакции).
ΔU

<0 – происходит выделение энергии (экзотермические реакции).
Внутренняя энергия - способность системы к совершению работы или передаче теплоты.
Теплота Q (Дж) - количественная мера хаотичного движения частиц данной системы или тела.
Работа А (Дж) - количественная мера направленного движения частиц, мера энергии, передаваемая от одной системы к другой за счет перемещения вещества от одной системы к другой под действием тех или иных сил.

Слайд 11

Теплота Q, подведённая к системе, расходуется на увеличение её внутренней энергии

ΔU и на совершение системой работы А над внешней средой.
Q = ΔU + А

I -ый закон термодинамики

Слайд 12

А= р·ΔV
Q = ΔU + pΔV
Q = (U2+pV2) -

(U1+pV1)
U+р·V = Н
∆Н=∆U+р·∆V
∆Н-изменение энтальпии, кДж/моль.

Слайд 13

Энтальпия.
Тепловой эффект или энтальпия реакции- это изменение энергии системы при протекании

в ней химических реакций при условии, что система не совершает никакой другой работы кроме работы расширения.
Изменение энтальпии (ΔН) - является мерой энергии, переданной от одного тела к другому, за счёт разницы температур этих тел.
Q = H2 - H1 = ΔH

Слайд 14

Тепловой эффект химической реакции - это количество энергии (тепла), которое должно

быть получено продуктами реакции (или отведено от них), чтобы они имели такую же температуру, как исходные вещества.
ΔН>0, ΔU>0 - теплота подводится к системе, реакция – эндотермическая.
ΔН < 0, Δ U<0 - теплота выделяется при реакции, реакция - экзотермическая.

Слайд 15

Теплоемкость
Теплоёмкость - количество теплоты, которое необходимо подвести к телу, чтобы повысить

его температуру на 1 К.
или
Теплоёмкость - это отношение количества теплоты, полученное телом (веществом) при бесконечно малом изменении его состояния в каком-либо процессе, к вызванному им приращению температуры.

Слайд 16

Теплоемкость зависит от температуры.

Слайд 17

Закон Кирхгоффа
Увеличение теплового эффекта при повышении температуры на 10С равняется разности

между теплоемкостью исходных веществ (С1) и теплоемкостью продуктов реакции (С2).
ΔQ/ ΔT = С1 - С2
ΔQ - тепловой эффект реакции, кДж/моль;
ΔТ - изменение температуры, 0С.

Слайд 18

Расчет теплоемкости
При постоянном объеме:
СV = dQV/dT
СV -теплоемкость при постоянном объеме,

кДж/моль·град;
dQV - первая производная теплоты при постоянном объеме;
dT - производная температуры.
При постоянном давлении:
CP = dQP/dT
СР-теплоемкость при постоянном давлении, кДж/моль·град;
dQР - первая производная теплоты при постоянном давлении;
dT - производная температуры.

Слайд 19

Энтальпия образования
Тепловой эффект реакции образования одного моля сложного вещества из простых

веществ называется энтальпией образования ΔНобр. данного вещества.

Слайд 20

Энтальпия образования соединений из элементов одного и того же периода

периодической системы уменьшается по мере увеличения порядкового номера:
ΔН0(NaC1) = -411,1 кДж/моль
ΔН0(MgC12) = -641,1 кДж/моль
ΔН0(A1C13) = -704,2 кДж/моль
2) Кристаллическому состоянию вещества соответствует большая энтальпия образования, нежели аморфному.

Слайд 21

3) Энтальпия образования соединений одного и того же металла с металлоидами

одной и той же группы периодической системы растет с ростом атомного веса металлоида:
ΔН0(KF) = -567,4 кДж/моль
ΔН0(KC1) = -435,9 кДж/моль
ΔН0(KBr) = -392,5 кДж/моль
ΔН0(KI) = -327,6 кДж/моль

Слайд 22

Правило термохимической логарифмики:
Энтальпия образования неорганических соединений элементов одного ряда или одной

подгруппы периодической системы, отнесенная к одному грамм-эквиваленту, находится в линейной зависимости от логарифма порядкового номера этих элементов.

Слайд 23

4) Энтальпия присоединения каждого следующего атома к металлу меньше, чем предыдущего:

ΔН0(FeC12)= -341,45 кДж/моль
ΔН0(FeC13) = -390,4 кДж/моль
5) Элементы, объединяемые общностью химических свойств, соединяясь с другими элементами, дают мало различающиеся тепловые эффекты, например, для семейства железа:
ΔН0(FeO) = -268,4 кДж/моль
ΔН0(CoO) = -239,3 кДж/моль
ΔН0(NiO) = -239,7 кДж/моль
ΔН 0(FeS) = -100,4 кДж/моль
ΔН0(CoS) = -84,5 кДж/моль
ΔН0(NiS) = -79 кДж/моль

Слайд 24

Стандартное состояние - реальное, состояние вещества при данной температуре и давлении

101,3 кПа (1атм) в термодинамически устойчивых при данной температуре фазах и модификациях.
Стандартная энтальпия (теплота) образования химического соединения ΔН0Т -изменение энтальпии в процессе получения одного моля этого соединения, находящегося в стандартном состоянии, из простых веществ, стандартных при данной температуре (это величина справочная).
Стандартная температура 250С (298 К).

Слайд 25

Стандартные энтальпии образования простых веществ принимают равными нулю, если их агрегатные

состояния и модификации устойчивы при стандартных условиях.
Энтальпия образования молекулы из свободных атомов - это сумма термохимических энергий связей в этой молекуле.

Слайд 26

Термохимическое уравнение - уравнение химической реакций, в котором указан его тепловой

эффект.
Признаки термохимического уравнения:
1) Указываются агрегатные состояния вещества: (г) или (п) - газообразное, (ж) - жидкое, (т) или (кр)- твердое состояния воды.
2) Описывает реакцию между молями веществ, а не отдельными молекулами, поэтому в уравнениях допускаются дробные коэффициенты.
3) В уравнении указывается тепловой эффект реакции.
С6Н6(ж)+7,5О2(г)=6СО2(г)+3Н2О(ж); ΔН0298=-3267,7Дж

Слайд 27

Первый закон термохимии закон Лавуазье - Лапласа
Количество тепла, поглощающегося (выделяющегося)

при разложении какого-либо сложного вещества на простые вещества, равно количеству тепла, выделяющегося (поглощающегося) при образовании этого же сложного вещества из простых веществ
или
Тепловой эффект прямой реакции равен тепловому эффекту обратной реакции с обратным знаком.

Слайд 28

Второй закон термохимии (закон Гесса)
Тепловой эффект ряда последовательных реакций равен

тепловому эффекту любого другого ряда реакций, если исходные вещества и конечные продукты в обоих случаях одни и те же и находятся в одинаковых состояниях и условиях.
или
Тепловой эффект химической реакции не зависит от пути её протекания, а зависит лишь от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции.

Слайд 29

Энтальпийные диаграммы

Слайд 30

Следствия из закона Гесса
1) тепловой эффект химической реакции (ΔН0х.р.) равен

сумме теплот (энтальпий) образования продуктов реакции (ΔH0oбр.пpoд.) минус сумма теплот (энтальпий) образования исходных веществ (ΔН0обр.исх.) с учётом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции.
ΔН0х.р.= ΣΔН0обр.прод - Σ ΔН0обр.исх

Слайд 31

2)Значение энтальпии прямой и обратной реакций численно равны, но противоположны по

знаку.
ΔН0(прямого процесса)=-ΔН0(обратного процесса)
3)Если реагенты превращаются в продукты по многостадийному механизму, то всегда верно соотношение:
ΔН0(реакции) = Σ ΔН0(стадий)

Слайд 32

Теплота сгорания
Теплота сгорания органического соединения - это количество теплоты, которое выделяется

при полном сгорании 1 моля вещества.
Теплота образования органического соединения равна разности между теплотой сгорания элементов, входящих в его состав, и теплотой сгорания данного соединения.

Слайд 33

Удельная теплота сгорания Qт равна количеству теплоты, выделяющейся при сгорании 1

кг жидкого или твердого вещества или 1 м3 газообразного вещества до образования высших оксидов:
Qт = - ΔН0сгор· 1000/М
М –молярная масса
или
Qт = ΔН0сгор ·1000/22,4
22,4 – объём моля газа.

Слайд 34

Связь внутренней энергии и энтальпии.
ΔU0=ΔH0-Δn·R·T
ΔU0 - изменение внутренней энергии

системы, кДж/моль;
ΔH0 - изменение энтальпии системы, кДж/моль;
Т - температура, К.
R - универсальная газовая постоянная, 8,314 Дж/моль·К;
Δn-изменение числа молей газообразных веществ в ходе реакции:
Δn=Σnпродуктов - Σnисх. в-в
ΔU0= (ΔH0 - Δn·R·T)·n

Слайд 35

Энтальпия нейтрализации - количество теплоты, выделяющееся при взаимодействии одного моля-эквивалента кислоты

с одним молем - эквивалента щелочи.

Слайд 36

Энергия атомизации - энергия, необходимая для разрыва связей в 1 моле

простого вещества и превращения его в свободные атомы.

Слайд 37

Энергия возгонки (энергия сублимации) - энергия, требующаяся для возгонки (перехода из

твердого состояния в газообразное) одного грамм-атома вещества, при этом вещество должно испаряться с образованием одноатомных молекул.

Слайд 38

Энергия кристаллической решетки - энергия, необходимая для разрушения 1 моля кристаллического

вещества и удаления образовавшихся атомов за пределы их взаимодействия.

Слайд 39

Энергия ионной кристаллической решетки - работа, которую необходимо затратить для разрушения

одного моля кристаллического вещества на ионы и удаление газообразных ионов на бесконечно большое расстояние друг от друга.

Зависимость энергии взаимодействия ионов от расстояния между ними

Слайд 40

Уравнение Борна
U=-(Z1·Z2·e2)/r+(b·e2/r·n)
где Z1 и Z2 - величины зарядов катиона и

аниона (т.е. формальные валентности);
е - заряд электрона в электростатических единицах заряда,
r- равновесное расстояние между ионами;
b и n - некоторые постоянные величины (параметры).
На 1 моль:
U= N·(-(Z1·Z2·e2)/r+(b·e2/r·n)
N - число Авогадро

Слайд 41

Энергия в ионном кристалле
Цепочка ионов с чередующимися по знаку зарядами.
Расстояние между

ближайшими ионами равно r.

Слайд 42

Трехмерная кристаллическая решетка хлорида натрия
Одинаково обозначены ионы, находящиеся на равных расстояниях

от центрального иона.

Слайд 43

Энергия притяжения иона с другими ионами в кристалле
Епр=-2·ln2·e2/r
Притяжение одного моля

ионов в кристалле:
Eпр=N·(e2/r)·(6/√1-12/√2+8/√3-6/√4+24/√5-…)
Сумма в скобках является постоянной величиной и назвается постоянной Маделунга или структурной константой αм

Слайд 44

Уравнение Борна для кристалла
U = (-αм ·N·e2·Z1·Z2/r) + (β·e2/r·n)
β=N·b -

структурная постоянная, учитывающая степень отталкивания инертноподобных электронных оболочек ионов.

Слайд 45

Термодинамические свойства плеяд
Ряд соединений, образуемых одной парой элементов, один из которых

имеет переменную валентность, называется плеядой.
Эндоэффект координации: по мере увеличения числа атомов В, окружающих атом А (координированных вокруг атома А) в ∆Н процесса присоединения каждого нового атома В к энергетическому балансу добавляется некая эндотермическая составляющая.
Эндоэффект координации зависит от валентности и размера присоединяемых частиц.

Слайд 46

Энтальпия образования газообразных оксидов и галогенидов из свободных атомов
а) для

вольфрама; б) для титана

Слайд 47

Энтальпия образования газообразных окислов углерода из свободных атомов (а)-из графита и

свободных атомов кислорода (б),из графита и молекулярного кислорода (в).

Слайд 48

Энтальпии образования окислов марганца
∆Нобр, кДж/г-атом ∆Нобр, кДж/г-атом
МnО -389,21 МnО2 -523,13
Мn3О4

-468,72 Мn2О7 -368,28
Мn2О3 -485,46

Слайд 49

Если элемент А соединяется с элементом В, а энергия атомизации простого

вещества А много больше, чем энергия атомизации простого вещества В, то маловероятно, чтобы соединения с невысоким содержанием элемента В были устойчивыми.
Эти соединения будут либо эндотермичными, а эндотермичные мало устойчивы, либо экзотермичными, но будут экзотермически диспропорционировать, например по схеме: 2АВ = А + АВ2.
Если какое-то соединение в плеяде очень экзотермично по сравнению с другими соединениями этой плеяды, то оно как бы «поглотит» своих менее экзотермичных соседей.

Слайд 50

Термодинамический цикл Борна - Габера
Если, осуществляя процесс, поучается то же

самое вещество, с которого начали, то процесс называется круговым или циклическим.

Слайд 51

Энтальпией растворения называют количество теплоты, поглощающейся или выделяющейся при растворении одного

моля вещества в очень большом количестве растворителя, т.е. растворителя берут столько, чтобы при дальнейшем разбавлении раствора уже не наблюдалось добавочного теплового эффекта

Слайд 52

Принцип Бертоло-Томсена
Химические процессы осуществляются в том случае, если они сопровождаются выделением

энергии, т. е. являются экзотермическими.
или
Химические процессы стремятся протекать в направлении достижения минимума энергии.
ΔНх.р.<0 – энтальпийный фактор реакции

Слайд 53

Закон Клаузиуса
Теплота сама собой переходит лишь от тела с большей температурой

к телу с меньшей температурой и не может самопроизвольно переходить в обратном направлении.
или
Невозможно построить вечный двигатель второго рода, работа которого производилась бы только за счет охлаждения теплоотдатчика.

Слайд 54

Энтропия
Термодинамическая вероятность системы W - число микросостояний.
Энтропия (S) - количественная

мера беспорядка.(Дж/моль·К).
Уравнение Больцмана:
S = k lnW
Теорема Нернста: приращение энтропии при абсолютном нуле температуры стремится к конечному пределу, не зависящему от того, в каком равновесном состоянии находится система.

Слайд 55

Энтропия обратной реакции численно равна и противоположна по знаку энтропии прямой

реакции.
Изменение энтропии системы (ΔS0х.р.) в результате химической реакции равно сумме энтропии продуктов реакции (ΣS0прод.) за вычетом суммы энтропии исходных веществ (ΣS0исх.). Суммирование проводят с учетом числа молей участвующих в реакции веществ.
ΔS0х.р. = Σ S0обр.прод. - ΣS0обр.исх
.

Слайд 56

ΔS>0 - переход системы из более упорядоченного в менее упорядоченное состояние.

ΔS<0 - переход системы из менее упорядоченного состояния в более упорядоченное.
Третий закон термодинамики
При абсолютном нуле энтропия идеального кристалла равна нулю

Слайд 57

Второй закон термодинамики
в изолированной системе самопроизвольно протекают только те процессы, которые

сопровождаются увеличением энтропии системы.
Т·dS≥dQe
Здесь знак равенства относится к обратимым процессам.

Слайд 58

Уравнение Клаузиуса
ΔS=ΔH·1000/T
Связь энтропии и теплоемкости
ΔS=С·2,303lgТ2/Т1
При фазовых переходах Qp=∆Нф.п.
Sф.п.=

∆Нф.п./Т

Слайд 59

Энергия Гиббса
Энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал) ΔG - максимальная работа, которую нужно

совершить, чтобы остановить данную химическую реакцию.
ΔG =ΔH -T·ΔS
ΔG0<0 - реакция может идти самопроизвольно.
ΔG0>0 - реакция самопроизвольно не протекает.
ΔG0=0 - состояние термодинамического равновесия.

Слайд 60

Процессы, протекающие с уменьшением энтальпии (ΔН<0) и увеличением энтропии (ΔS>0), практически

необратимы

Слайд 61

Травновесн. = ΔН0 /ΔS0
Изменение энергии Гиббса системы при образовании 1 моля

вещества из простых веществ, устойчивых при 298 К, называется энергией Гиббса образования вещества
ΔG реакции рассчитывают как сумму ΔG образования продуктов реакции за вычетом суммы ΔG образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.
ΔG0х.р. = Σ ΔG0обр.прод. - ΣΔG0обр.исх

Слайд 62

Изотерма Вант-Гоффа имеет вид:
Для реакции:
dD+bB=lL+mM
ΔG= ΔG0 + R·T·ln(ClL·CmM/ CdD·CbB)
где

С - концентрация вещества
или
ΔG = ΔG0 + R·T·ln(plL· pmM/ pdD рbв)
где р- парциальные давления веществ

Термодинамика

Содержание

Виды систем:изолированная - не обменивается ни веществом, ни энергией (в природе

Компоненты - химические вещества, входящие в состав системы.Число независимых компонентов в

Гомогенная система одинакова по составу, структуре и свойствам во всех своих

Состояние системы характеризуется экстенсивными и интенсивными параметрами.Экстенсивные параметры зависят от количества

Термодинамическое состояние системы равновесно, если его термодинамические параметры одинаковы во всех

Некоторые параметры могут остаться без изменения.Р = const - процесс изобарныйV

Характеристические функции.Не зависят от способа (пути) достижения данного состояния системы, а

Внутренняя энергия (U) системы - её полная энергия, которая складывается из

ΔU>0 -происходит поглощение энергии из внешней среды (эндотермические реакции). ΔU

Теплота Q, подведённая к системе, расходуется на увеличение её внутренней энергии

А= р·ΔV Q = ΔU + pΔV Q = (U2+pV2) -

Энтальпия.Тепловой эффект или энтальпия реакции- это изменение энергии системы при протекании

Тепловой эффект химической реакции - это количество энергии (тепла), которое должно

ТеплоемкостьТеплоёмкость - количество теплоты, которое необходимо подвести к телу, чтобы повысить

Теплоемкость зависит от температуры.

Закон КирхгоффаУвеличение теплового эффекта при повышении температуры на 10С равняется разности

Расчет теплоемкостиПри постоянном объеме:СV = dQV/dT СV -теплоемкость при постоянном объеме,

Энтальпия образованияТепловой эффект реакции образования одного моля сложного вещества из простых

Энтальпия образования соединений из элементов одного и того же периода

3) Энтальпия образования соединений одного и того же металла с металлоидами

Правило термохимической логарифмики:Энтальпия образования неорганических соединений элементов одного ряда или одной

4) Энтальпия присоединения каждого следующего атома к металлу меньше, чем предыдущего:

Стандартное состояние - реальное, состояние вещества при данной температуре и давлении

Стандартные энтальпии образования простых веществ принимают равными нулю, если их агрегатные

Термохимическое уравнение - уравнение химической реакций, в котором указан его тепловой

Первый закон термохимии закон Лавуазье - Лапласа Количество тепла, поглощающегося (выделяющегося)

Второй закон термохимии (закон Гесса) Тепловой эффект ряда последовательных реакций равен