26.Постулат планка стандартная энтропия вещества

Энтропия (S) – термодинамическая функция состояния, которая служит мерой беспорядка (неупорядоченности) системы. Возможность протекания эндотермических процессов обусловлена изменением энтропии, ибо в изолированных системах энтропия самопроизвольно протекающего процесса увеличивается ΔS > 0 (второй закон термодинамики).

Л. Больцман определил энтропию как термодинамическую вероятность состояния (беспорядок) системы W. Энтропия связана с термодинамической вероятностью соотношением: S = R · ln W Размерность энтропии 1 моля вещества совпадает с размерностью газовой постоянной R и равна Дж∙моль^–1∙K^–1. Изменение энтропии ^*) в необратимых и обратимых процессах передается соотношениями ΔS > Q / T и ΔS = Q / T. Например, изменение энтропии плавления равно теплоте (энтальпии) плавления ΔS_пл = ΔH_пл/T_пл. Для химической реакции изменение энтропии аналогично изменению энтальпии  через отношение Q / T (приведенное тепло).Здесь ΔS^° соответствует энтропии стандартного состояния. Стандартные энтропии простых веществ не равны нулю. В отличие от других термодинамических функций энтропия идеально кристаллического тела при абсолютном нуле равна нулю (постулат Планка), поскольку W = 1. Согласно так называемому постулату Планка допускается, что при абсолютном нуле сами энтропии реагирующих веществ в конденсированных системах равны нулю : lim S = 0 при Т0 Более строгая формулировка постулата : при абсолютном нуле энтропия правильно образованного кристалла простого вещества или соединения в чистом состоянии равна нулю, а при любом другом состоянии вещества энтропия его больше нуля.

28.зависимость F и G от температуры (уравнение гибсса-гельмгольца)

ГИББСА - ГЕЛЬМГОЛЬЦА УРАВНЕНИЯ - термо-динамич. соотношения, устанавливающие связь междувнутренней энергией U и Гелъмголъца энергией (свободной энергией) F или между энтальпией H и Гиббса энергией(свободной энтальпией) G:

где T - темп-pa, V - объём, P - давление. Установлены в 1875 Дж. У. Гиббсом, ур-ние (1) использовал Г. Гельмгольц (H. Helmholtz).

Ур-ние (1) следует из определения энергии Гельмгольца F=U-TS и выражения для энтропии S=-(dF/dT)v , ур- ние (2)-из определения энергии Гиббса G=H-TS и выражения для энтропии S=-(dG/dT)p  Ур-ние (1) позволяет по энергии Гельмгольца F(T, V)найти внутр. энергию U(T, V)и, следовательно, теплоёмкость при пост. объёме. Ур-ние (2) позволяет по энергии Гиббса G(T, P)найти энтальпиюH(T, P)и, следовательно, теплоёмкость при пост. давлении.

Макс. работа, к-рую может совершить система в тепловом контакте с окружающей средой A(МАКС)=F1-F2 , удовлетворяет Г. - Г. у. U-U=-T^2(dT^-1A(макс)/dT)v

Эта макс. работа за вычетом работы против сил давления P(V₂- V₁)(максимальная полезная работа)A(полезн макс)=G1-G2 удовлетворяет Г. - Г. у.H1-H2=-T^2(dT^-1A(полезн макс)/dT)p . (Различие между макс. работой и максимальной полезной работой существенно для газообразных систем.) Г. - Г. у. применяются в термодинамич. теории гальванич. элеменюв, использовались при установлении третьего начала термодинамики и его следствий.

30. Изотерма химической реакции. Стандартное изменение свободной энергии. Изобара и изохора.Изотерма A+2B=3D. Реакция далека от равновесия. P_A0 ; P_B0 ; P_D0 . G=0 - равновесие. G<0 - равновесие смещено вправо. G>0 - равновесие смещено влево. Изотерма хим. реакции позволяет зная P_A0 ; P_B0 ; P_D0 подсчитатьG и определить в каком направлении будет протекать реакция при задании исходных значений порционного давления.

G=-RT*lnKp + RT*ln[(P_D0)³/(( P_A0)*(P_B0)²)]

при P_A0= ; P_B0= ; P_D0= 1 атм. - станд. Сост.: G=-RT*lnKp <- стандартное уравнение изотермы хим.р-и. Для всех элементов в стандартном состоянии G⁰₂₉₈ = условно приняты = 0!

32.Зависимость константы равновесия от температуры. Обычно константа равновесия изменяется с изменением температуры. Если в ходе реакции выделяется тепло, то с повышением температуры реакция замедляется и K уменьшается. Напротив, когда тепло в ходе реакции поглощается, константа равновесия с повышением температуры увеличивается. Температурная зависимость константы равновесия выражается в виде

где Н – теплота химического процесса (т.е. теплота химической реакции, теплота растворения и т.д.).Интегрирование от Т₁ до Т₂ дает

Отсюда, зная значение K при двух температурах, можно найтиН. Или, если известны K_р либо K_С при одной температуре иН, можно определить K_р или K_С при другой температуре. Изобара уравнение изобары хим. р-и характеризует собой зависимость константы равновесия Kp от температуры. (d lnKp)/dT = H⁰/RT² . Знак производной определяется знаком теплового эффекта реакции. Если реакция эндотермическая, то т.д. Q такой реакции берется с (+) - производная положительна. Изохора (d lnKс)/dT = H⁰/RT² .

41.дисперсные системы коллоидные растворы.

Коллоидные системы относятся к дисперсным системам – системам, где одно вещество в виде частиц различной величины распределено в другом (см. разд. 4.1). Дисперсные системы чрезвычайно многообразны; практически всякая реальная система является дисперсной. Дисперсные системы классифицируют прежде всего по размеру частиц дисперсной фазы (или степени дисперсности); кроме того, их разделяют на группы, различающиеся по природе и агрегатному состоянию дисперсной фазы и дисперсионной среды. Если дисперсионной средой является жидкость, а дисперсной фазой – твердые частицы, система называется взвесью или суспензией; если дисперсная фаза представляет собой капельки жидкости, то систему называют эмульсией. Эмульсии, в свою очередь, подразделяют на два типа: прямые, или "масло в воде" (когда дисперсная фаза – неполярная жидкость, а дисперсионная среда – полярная жидкость) и обратные, или "вода в масле" (когда полярная жидкость диспергирована в неполярной). Среди дисперсных систем выделяют также пены (газ диспергирован в жидкости) и пористые тела (твердая фаза, в которой диспергированы газ либо жидкость).