4.Теплоемкость. Молярная, удельная, изохорная, изобарная теплоемкость. Зависимость теплоемкости от температуры.

Под теплоемкостью тела понимают количество теплоты, которое нужно сообщить телу, чтобы повысить его температуру на 1 Кельвин(при отсутствии химических реакций и фазовых превращений).Молярная теплоемкость (С) – количество теплоты, необходимое для нагревания одного моля вещества на 1К (Дж/моль К).Удельная теплоемкость (с) – количество теплоты, необходимое для

н агревания единицы массы вещества на 1К (Дж/г К)с=С/М, где М –молярная масса.В зависимости от условий, при которых происходит нагревание, различают: теплоемкость при постоянном объеме, теплоемкость при постоянном давлении. Теплоемкости (изохорная ) и (изобарная ) выражаются через частные производные от функции состояния U и H. Зависимость теплоемкости от температуры имеет вид

5. Стандартное состояние вещества. Стандартная теплота образования..

Для удобства сопоставления тепловых эффектов, других термодинамических функций вводится представление о стандартном состоянии вещества. Для твердых и жидких веществ в качестве стандартных принимаются их устойчивые состояния в природе при давлении Р=10^5 Па. Для газов – состояние идеального газа при Р=10^5 Па

Из закона сохранения энергии следует, что, когда вещество образуется из атомов и (или) более простых веществ, внутренняя энергия или энтальпия системы меняется на определенную величину, называемую теплотой образования данного вещества.

При проведении расчетов пользуются стандартными (при p = 1 атм и T = 298 K) теплотами образования веществ, входящих в уравнение реакции.

6. Тепловой эффект химической реакции. Закон Гесса.

Тепловой эффект реакции равен разности между теплотами образования продуктов реакции , т.е. веществ в правой части уравнения, и теплотами образования исходных веществ, т.е. стоящих в левой части уравнения. Величины теплот образования умножаются при этом на коэффициенты, равные стехиометрическим коэффициентам

у равнения.

Закон Гесса: Тепловой эффект химической реакции (то есть изменение энтальпии или внутренней энергии системы в результате реакции) зависит только от начального и конечного состояний участвующих в реакции веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.

7. Второй закон термодинамики. Энтропия.

Теплота не может самопроизвольно переходить от более холодного тела к более нагретому.Второй закон термодинамики имеет дело только со множеством частиц.

В изолированных системах самопроизвольно идут процессы только с возрастанием

энтропии и до такого состояния, при котором энтропия максимальна для данных условий.

Энтропия (S) –одна из основных термодинамических функций состояния.

Энтропия системы или вещества – есть мера всех видов беспорядков

8. Энергия Гиббса, стандартная энергия Гиббса. Понятие о химическом потенциале.

Обозначается G, определяется разностью между энтальпией H и произведением энтропии S на термодинамическую температуру Т: G = H - T.S.

С ТАНДАРТНОЙ ЭНЕРГИЕЙ ГИББСА соединения называется изменение Энергии ГИББСА реакции образования одного моля соединения из простых веществ при 298 К и давлении 10^5 Па.

Физический смысл Энергии Гиббса: если изменения ΔG <0 – то самопроизвольно идет процесс в заданном направлении; если изменения ΔG >0 – самопроизвольно идет обратный процесс, а прямая реакция не идет совсем;

если изменения ΔG =0 –равновесие.

Химический потенциал вещества (компонента) в системе, есть

изменение энергии Гиббса системы при увеличении в ней на один моль

количества данного вещества, при неизменности Р,Т, постоянстве

количества всех остальных компонентов (веществ).

Ч астные производные энергии Гиббса по одному из изменяющихся компонентов - i и есть химический потенциал этого компонента

9. Химическое равновесие. Условия равновесия. Константа равновесия, и ее зависимость от температуры. Примеры записи константы равновесия для реакций с участием газовой и конденсированных фаз.(СМ ТЕТРАДЬ)

Химическое равновесие - состояние системы, в котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции . При химическом равновесии концентрации веществ остаются неизменными.

Равновесное состояние в термодинамических процессах характеризуется признаками:

-Неизменностью равновесного состояния системы при сохранении внешних условий.

-Устойчивостью равновесия. Это означает самопроизвольное восстановление равновесия после прекращения внешнего воздействия, вызвавшего незначительное отклонение системы от положения равновесия.

-Динамическим характером равновесия. Равновесие устанавливается и сохраняется вследствие равенства скоростей прямого и обратного процессов.

Возможностью подхода к состоянию равновесия с двух противоположных сторон.

- Минимальным значением дельта G в изобарно-изотермических процессах.

Константа равновесия –отношение произведенийпарциальных давлений продуктов реакции к произведению парциальных давлений исходных веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам реакции. Кр зависит только от температуры и от природы взаимодействующих частиц.