3. Закон Гесса. Наслідок із закону Гесса.

Закон Гесса - математичний наслідок першого початку термодинаміки, яке формулюється наступним чином: • Тепловий ефект хімічної реакції, що проводиться в ізобарно-ізотермічних або ізохорно-ізотермічних умовах, залежить тільки від виду та стану вихідних речовин і продуктів реакції і не залежить від шляху її протікання. Іншими словами, кількість теплоти, що виділяється або поглинається при якому процесі, завжди одне і те ж, незалежно від того, чи протікає дане хімічне перетворення в одну або в декілька стадій (за умови, що температура, тиск і агрегатні стани речовин однакові) . Наприклад, окислення глюкози в організмі здійснюється по дуже складних багатостадійних механізму, однак сумарний тепловий ефект всіх стадій даного процесу дорівнює теплоті згоряння глюкози. Закон відкритий російським хіміком Г. І. Гессом у 1840 р.; він є окремим випадком першого початку термодинаміки стосовно до хімічних реакцій. Практичне значення закону Гесса полягає в тому, що він дозволяє розраховувати теплові ефекти найрізноманітніших хімічних процесів; для цього зазвичай використовують ряд наслідків з нього. Наслідки із закону Гесса • Тепловий ефект прямої реакції дорівнює за величиною і протилежний за знаком тепловому ефекту зворотної реакції (закон Лавуазьє - Лапласа). • Тепловий ефект хімічної реакції дорівнює різниці сум теплот утворення (ΔHf) продуктів реакції і вихідних речовин, помножених на стехіометричні коефіцієнти (ν):  • Тепловий ефект хімічної реакції дорівнює різниці сум теплот згоряння (ΔHc) вихідних речовин і продуктів реакції, помножених на стехіометричні коефіцієнти (ν):  Таким чином, користуючись табличними значеннями теплот утворення або згоряння речовин, можна розрахувати теплоту реакції, не вдаючись до експерименту.

3. Поняття про ентропію. Рівняння Больцмана. Енергія Гіббса.

Поняття ентропії було вперше введено у 1865 році Рудольфом Клаузіусом. Він визначив зміну ентропії термодинамічної системи при оборотному процесі як відношення загальної кількості теплоти ΔQ, отриманої або втраченої системою, до величини абсолютної температури T:

Рудольф Клаузіус дав величині S назву «ентропія», утворивши її від грецького слова τρoπή, «зміна» (зміна, перетворення).

Рівність відноситься саме до зміни ентропії. У термодинаміці ентропія визначається лише з точністю до сталої.

Зв'язок між теплоємністю та ентропією дається формулою

У 1877 році, Людвіг Больцман зрозумів зв'язок між ентропією системи та кількістю можливих «мікростанів» (мікроскопічних станів), якими може реалізуватися макроскопічний стан із заданими властивостями. Розглянемо, наприклад, ідеальний газ у посудині. Мікростан визначений як положення та імпульси кожного атома, з яких складається система. Братимемо до уваги тільки ті мікростани, для яких: (i) розташування всіх частинок не виходить за межі посудини, (ii) загальна енергія газу, що визначається як сума кінетичних енергій атомів, дорівнює певній величині. Больцман постулював що

де константа k_B=1,38·10^-23 Дж/К відома тепер як стала Больцмана, а є числом мікроскопічних станів, можливих у заданому макроскопічному стані. Цей постулат, відомий як принцип Больцмана, може розцінюватися, як початок статистичної механіки, яка описує термодинамічні системи використовуючи статистичну поведінку.

Ене́ргія Гі́ббса, або потенціа́л Гі́ббса — це термодинамічний потенціал такого вигляду: де  — внутрішня енергія,  — тиск,  — об'єм,  — абсолютна температура,  — ентропія.

Енергію Гіббса можна розуміти як повну хімічну енергію системи (кристала, рідини тощо)

Поняття енергії Гіббса широко використовується в термодинаміці та хімії.