Термодинамика.

Энтальпия(теплота) образования(H). Тепловой эффект образования 1 моль вещества из простых веществ, устойчивых при 298Ки давлении 100кПа. Энтальпия простых веществ при н.у. принята равной нулю.

-для изобарных.

Энергия- общая колич. Мера движения и взаим. Всех видов материй.

Теплота(Q)-размерность ДЖ или количественная мера харатич.колории движ.частиц.данной с-мы или тела.

Работа(А)-количественная мера направлен.движением частиц мера энерг.перед.с-мы и другой по действием сил.

Параметри состояния- величины позвол. Состояния с-мы их можно непосредственно изменить:1экстенсивные пропорцион. Экстенсив. Кол-во вещества.2Интенсивные не зависим.от кол-ва вещества.Внутренняя энергия- все виды энерг. С-мы,энергия частиц молекул, кроме кинетич. И потенциальной с-мы энергии как целого.

Если системе сообщ.определенное количество тепла тела могут обмен энергии и кол-ом теплоты и работы при этом энергитический уровень не исчезает не появ.неоткуда.

Тепловой эффект- изменение энергии с-мы при протекании хим. Процесса,с-ма не совершает никакой другой работы,кроме работы расширения.Закон Гесса. Тепловой эффект реакции зависит от природы и состояния исходных вещест и конечных продуктов, но не зависит от пути реакции, т.е. от числа и характера промежуточных стадий.

Энтальпия химической реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учётом стехиометрических коэффициентов.Т.к. энтальпия реакции возникает вследствие разрушения одних связей и образования других, то по известным значениям энергий, можно определить энтальпию, и наоборот.

Q=[C_c+(mC_в)] T

C_c – теплоёмкость сосуда калориметра.

C_в – удельная теплоёмкость реагирующей смеси и или воды

m – масса реагирующей смеси или воды.

Энтропия. Мера неупорядоченности состояния системы. W – число микросостояний системы, термодинамическая вероятность. S = RlnW. В отличии от других термодинамических функций, можно определить не только изменение, но и абсолютное значение. При абсолютном нуле энтропия идеального кристалла равна нулю(третий закон термодинамики). Энтропия растёт по мере повышения температуры.

Второй закон термодинамики для изолированных систем. В изолированных системах самопроизвольно идут только такие процессы, которые сопровождаются увеличением энтропии.

Энергия Гиббса. – критерий самопроизвольного протекания реакции.(для изобарно-изотермических процессов).

G = H - TS G = G_кон - G_нач

G = - RTlnK_равн G = -zFE

G = S,  - удельная поверхностная энергия.

Если G<0 то реакция может протекать самопроизвольно.

Константа химического равновесия(только газы).

Константа равновесия-атом произведений равн.концентрации продукта в степени хим.коэффициентов к произвольной степени стихий

Пример:

K_равн = [L]^l[M]^m/[D]^d[B]^b

К_р=К_равн(RT) ^

K_р = exp(-H/(RT)+ S/R)

Принцип Ле Шателье. Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в таком направлении, которое ослабляет внешнее воздействие.