Питання до і модуля

1. Предмет, методи й основні поняття термодинаміки.

2. Перший початок термодинаміки. Математичне вираження в додатку до ізохорного, ізобарного, ізотермічного процесу.

3. Ентальпія. Ізобарний і ізохорний теплові ефекти і співвідношення між ними.

4. Закон Гесса. Термохімічні рівняння.

5. Стандартні теплоти утворення і згорання. Обчислення теплових ефектів з їхньою допомогою.

6. Теплоємність мольна, питома. Істина мольна та середня теплоємність і зв'язок між ними. Теплоємність при сталому об’ємі.

7. Теплота нейтралізації, розчинення гідратації.

8. Залежність теплового ефекту від температури. Рівняння Киргофа.

9. Зміст і формулювання другого закону термодинаміки. Цикл Карно.

10. Ентропія. Змінення ентропії в різних процесах.

11. Статистичний характер ІІ закону термодинаміки. Ентропія і ймовірність.

12. Третій закон термодинаміки.

13. Абсолютна, стандартна ентропія Змінення ентропії в хімічних процесах.

14. Енергія Гіббса, енергія Гельмгольца. Зв'язок з максимальною роботою, змінення у самочинних процесах.

15. Термодинамічні умови рівноваги. Стандартні енергії Гіббса, Гельмгольца.

16. Рівняння Гіббса-Гельмгольца.

17. Поняття про хімічний потенціал.

Тема 2. Хімічна рівновага

Протікання самочинного процесу в закритій системі супроводжується зменшенням вільної енергії системи (dG<0, dF<0). Через деякий час з моменту початку реакції система досягне мінімального значення вільної енергії. Умовою мінімуму деякої функції y = f(x) є рівна нулю перша похідна та додатній знак другої похідної: dy = 0; d y>0. Таким чином, умовою термодинамічної рівноваги в закритій системі є мінімальне значення відповідного термодинамічного потенціалу:

ізобарно-ізотермічні (P=const, T=const)

G = 0 dG = 0, d G = 0

ізохорно-ізотермічні(V = const, T = const)

F=0 dF=0, d F=0

Стан системи з мінімальною вільною енергією є стан термодинамічної рівноваги.

Термодинамічною рівновагою називається такий термодинамічний стан системи, який при постійних зовнішніх умовах не змінюється в часі:

Часним випадком термодинамічного рівноважного стану є хімічна рівновага. Хімічна рівновага характерна для зворотних хімічних процесів, тобто для тих процесів які одночасно протікають в обох напрямках - прямому і зворотному. Умовою хімічної рівноваги є однакова швидкість прямої і зворотної реакції. При цьому концентрації усіх реагуючих речовин перестають змінюватись у часі:

Хімічна речовина є динамічною і рухливою. Як динамічна, хімічна рівновага відповідає одночасному протіканню процесу у протилежних напрямках з однаковою швидкістю.

Як рухома – будь – яка безкінечна мала дія зовнішнього фактора на рівноважну систему призводить до безкінечно малого змінення стану системи. Після припинення дії зовнішнього фактора система повертається у вихідний стан.

Кількісною характеристикою хімічної рівноваги є константа рівноваги, яка може бути представлена через рівноважні концентрації(C ) парціальні тиски (P ) або мольні частки(X ) реагуючих речовин.

Для деякої реакції

+ + +…

відповідні константи рівноваги можна записати так:

K = (11)

K = (12)

K = (13)

Константа рівноваги є характерною величиною для кожної зворотної реакції. Величина константи рівноваги залежить тільки від природи реагуючих речовин та температури.

Співвідношення між K K та K :

K =K (RT) = K p (14)

де - змінення числа молей речовин в процесі реакції ( = прод. р - ції - вихід. речовин).

Величина константи рівноваги K на відміну від констант рівноваги K та K залежить від загального тиску P.

Якщо на рівноважну систему діяти зовнішнім фактором, то в системі виникає самочинний процес, що компенсує дію цього фактору.

Принцип Ле Шательє-Брауна є одним із слідств другого початку термодинаміки і справедливий для будь-якої макроскопічної системи, що знаходиться в стані істинної рівноваги.