
- •48. Третий закон термодинамики и постулат Нернста.
- •16) Метод валентных связей при расчете молекулы водорода, вариационный метод.
- •17) Смысл обменного и кулоновского интеграла
- •19) Понятие 'связывающих’ и ‘разрыхляющих’ орбиталей при анализе прочности связи атомов в молекуле.
- •21. Ковалентная связь и ее особенности
- •22. Донорно-акцепторная связь (дас) и ее особенности.
- •23. Ионная связь и понятие электроотрицательности
- •24. Понятия ‘изолированная’, ’открытая’, ’закрытая’ система, равновесный и неравновесный процесс.
- •26. Взаимосвязь теплоты, внутренней энергии и работы при постоянном давлении, объеме и т.
- •27. Работа системы при отсутствии теплообмена с окр. Средой, теплоемкость системы.
- •28. Взаимосвязь теплоемкости при постоянном давлении и объеме для идеальных газов и кристаллов.
- •20. Энергия ионизации (эи) и сродства к электрону.
- •25. I закон тд. Соотношение между теплотой внутренней энергией и работой.
- •29. Влияние температуры на теплоемкость.
- •30. Теплоемкость Эйнштейна и характеристическая т Эйнштейна.
26. Взаимосвязь теплоты, внутренней энергии и работы при постоянном давлении, объеме и т.
В термодинамике выделяются несколько типов процессов: 1) изохорный, т.е процесс протекает при V=const. Тогда элементарная работа расширения системы будет =0. При этих условиях δQv=dU=U2-U1=∆U. Вся теплота отведенная к системе расходуется на увеличение ее внут энергии. Из последнего ур-я следует что теплота приобрела свойства функции состояния, т.е не зависит от пути процесса. 2) изобарный – p=const. Для изобарного процесса δQ=dU+pdV. Так как во втором слагаемом p=const то ее можно внести под знак диф-ла δQ=dU+d(pV). А сумма 2 диф-лов=полному диф-лу δQ=dU+d(pV)=d(U+pV). Так как в правой части полн диф-л то можно записать dQ=dU+d(pV). U+pV=H, Q=H2-H1 =∆H. так как H является функцией состояния, то и Q при Р=const тоже явл-ся ф-ей состояния. Теплота, переданная системе, расходуется на увил-е внут энергии и совершение работы против внешнего давления – работы расширения. W=∫pdV=p(V2-V1) 3)изотермический – Т=const. То есть при изотерм процессах изменение внутренней энергии = 0. δQ=δW=pdV. Сообщенная системе теплота целиком превращается в работу расширения. Так как для 1 моля ид газа p=RT/V , получим Q=W=RTln(V2/V1)= RTln(p2/p1) (для газов). Энтальпия — термодинамический потенциал, характеризующий состояние системы в термодинамическом равновесии при выборе в качестве независимых переменных давления, энтропии и числа частиц. Проще говоря, энтальпия — это та энергия, которая доступна для преобразования в теплоту при определенных температуре и давлении. U+pV=H. Таким образом, энтальпия в данном состоянии представляет собой сумму внутренней энергии тела и работы, которую необходимо затратить, чтобы тело объёмом V ввести в окружающую среду, имеющую давление р и находящуюся с телом в равновесном состоянии.
27. Работа системы при отсутствии теплообмена с окр. Средой, теплоемкость системы.
Адиабатный процесс – процесс в кот не происходит теплообмена с окр средой, т.е δQ=0. При этом δW=-dU и W=U1-U2. Одним из наиболее значимой величиной яв-ся теплоемкость – количество тепла необ-е для повышения Т на 1К, либо на 1 грамм вещества или 1 моль вещества. Взаимосвязь м/у Q, массой системы m (или количеством вещества n) и изменением температуры можно представить Q=mCср(T2-T1)= nCср m(T2-T1) где Cср – средняя удельная теплоемкость, Cср m – средняя молярная теплоемкость. Если m=n=1 то C=Q/(T2-T1)
28. Взаимосвязь теплоемкости при постоянном давлении и объеме для идеальных газов и кристаллов.
Когда
р=const Cp=δQ/dT=[∂H/∂T]p
,при V=const
. Для газов теплоемкость может быть
рассчитана с большой степенью точности.
Для жидкости и тв тел в виду отсутствия
адекватной теории строения рассчитывать
теплоемкости теоретически достаточно
сложно. По этой причине используются
разного рода эмпирические формулы.
Например: формула Дюлонга-Пти Cv=24
кДж/К*моль, формула
Келли Cp=
(32.43 кДж/К*моль)*n –используется
для
высококипящей жидкости. Правило
Неймана-Коппа Cv=(24
кДж/К*моль)*n, где
n число атомов в соединении.