1.Агрегатные состояния вещества.В зависимости от характера взаимодействия частиц, образующих вещество, различают четыре агрегатных состояния: твердое, жидкое, газообразное и плазменное.Если вещество находится при очень низкой температуре, частицы его обычно образуют правильную геометрическую структуру, в таком случае энергии связей частиц больше энергий тепловых колебаний, которые не нарушают образовавшуюся структуру, — вещество существует в твердом состоянии.При повышении температуры энергия тепловых колебаний частиц возрастает, и для каждого вещества имеется температура, начиная с которой энергия тепловых колебаний превышает энергию связей. Связи между частицами постоянно разрушаются и вновь образуются. Частицы могут совершать различные движения (колебательные, вращательные и т. д.), смещаясь относительно друг друга. Однако они еще остаются в контакте, хотя правильная геометрическая структура частиц нарушается — вещество существует в жидком состоянии.При дальнейшем повышении температуры тепловые колебания увеличиваются, в результате частицы становятся практически не связанными друг с другом. Вещество переходит в газообразное состояние. В “идеальном” газе частицы свободно перемещаются во всех направлениях.Следовательно, при повышении температуры вещества переходят из упорядоченного состояния (твердое) в неупорядоченное состояние (газообразное); жидкое состояние является промежуточным.
Четвертым состоянием вещества является плазма, которая представляет собой газ, состоящий из смеси нейтральных и ионизованных молекул и электронов. Изучением плазмы занимается специальная область химии — плазмохимия, однако, химикам все же намного больше приходится иметь дело с веществами в твердом, жидком и газообразном состояниях.Газы. Газовые законы. Если энергия притяжения между молекулами меньше их кинетической энергии, то совокупность таких молекул будет существовать в виде газа. Индивидуальное вещество в газообразном состоянии характеризуется следующими величинами: Р — давлением; Т или t — температурой, измеряемой в градусах Кельвина или Цельсия; V — объемом; m — массой всего газа; М — молярной массой. Газовые законы устанавливают взаимосвязь между этими величинами. При этом используется простейшая модель газообразного состояния веществ — идеальный газ, которая основана на следующих допущениях: 1) между частицами газа отсутствуют силы взаимодействия; 2) сами частицы представляют собой материальные точки
Уравнение идеального газа в форме двух последних уравнений и называется уравнением Клапейрона-Менделеева, оно выражает взаимосвязь между всеми величинами, характеризующими газ, а поэтому является наиболее общим в приближении модели идеального газа.
ДАЛЬТОНА ЗАКОНЫ : 1) давление смеси химически невзаимодействующих идеальных газов равно сумме парциальных давлений. Приближённо применим к реальным газам при значениях температур и давлений, далёких от критических. 2) При пост. температуре растворимость в данной жидкости каждого из компонентов газовой смеси, находящейся над жидкостью, пропорциональна его парциальному давлению. Каждый газ смеси растворяется так, как будто остальных компонентов нет, т. е. в соответствии с законом Генри. Строго выполняется для смеси идеальных газов; применим и к реальным газам, если их растворимость невелика, а поведение близко к поведению идеального газа.
2.Первое начало термодинамики - один из трех основных законов термодинамики, представляющий собой закон сохранения энергии для систем, в которых существенное значение имеют тепловые процессы. Формулировки первогого закона термодинамики:
1. Теплота, подводимая к системе, идет на изменение внутренней энергии (функция состояния системы) и на совершение системой работы.
2. Энергия системы постоянна.
3.Энергия не исчезает бесследно и не возникает из ничего, переход её из одного вида в другой происходит в строго эквивалентных количествах.
4. Вечный двигатель 1 первого рода невозможен.
Вечный двигатель (perpetuum mobile) первого рода, такая периодически действующая машина (механизм), которая дает возможность получить работу, не затрачивая на это соответствующего количества энергии.
Элементарную работу A обычно записывают в виде двух слагаемых:
А = А + pdV (3)
А ‑ элементарная полезная работа,
pdV ‑ элементарная объемная работа, ее часто называют элементарной работой расширения, она относится к случаю, когда система сама совершает работу против внешнего давления. Если система совершает работу только против внешнего давления, тогда А = 0 и А = pdV.
В общем случае выражение первого закона термодинамики в дифференциальном виде можно записать как:
Q = dU + А + pdV
Из дифференциальной формы записи первого закона путем интегрирования легко можно получить интегральную форму записи:Q = U + A или U = Q – A. При р = const:Q = U + A + pV
Закон Кирхгофа гласит, что температурный коэффициент теплового эффекта химической реакции равен изменению теплоёмкости системы в ходе реакции. Уравнение Кирхгофа, являющееся следствием этого закона используется для расчёта тепловых эффектов при разных температурах.
3. Закон Гесса — основной закон термохимии, который формулируется следующим образом:
Тепловой эффект химической реакции, проводимой в изобарно-изотермических или изохорно-изотермических условиях, зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания.
Иными словами, количество теплоты, выделяющееся или поглощающееся при каком-либо процессе, всегда одно и то же, независимо от того, протекает ли данное химическое превращение в одну или в несколько стадий (при условии, что температура, давление и агрегатные состояния веществ одинаковы). Например, окисление глюкозы в организме осуществляется по очень сложному многостадийному механизму, однако суммарный тепловой эффект всех стадий данного процесса равен теплоте сгорания глюкозы.Закон открыт русским химиком Г.И. Гессом в 1840 г.; он является частным случаем первого начала термодинамики применительно к химическим реакциям. Практическое значение закона Гесса состоит в том, что он позволяет рассчитывать тепловые эффекты самых разнообразных химических процессов; для этого обычно используют ряд следствий из него. его следствие,энтальпия реакции равна алгебраической сумме энтальпий об–разования стехиометрического количества продук–тов за вычетом алгебраической суммы энтальпий образования стехиометрического количества реагентов.
Энтальпия системы (от греч. enthalpo нагреваю) – это однозначная функция H состояния термодинамической системы при независимых параметрах энтропии S и давлении P, которая связана с внутренней энергией U соотношением
|
|
|
где V – объем системы.В химии чаще всего рассматривают изобарические процессы (P = const), и тепловой эффект в этом случае называют изменением энтальпии системы или энтальпией процесса:
|
|
|
|
|
(4.1) |
Энтальпия имеет размерность энергии (кДж). Ее величина пропорциональна количеству вещества; энтальпия единицы количества вещества (моль) измеряется в кДж∙моль–1.Энтальпия — это свойство вещества, указывающее количество энергии, которую можно преобразовать в теплоту. Энтальпия — это термодинамическое свойство вещества, которое указывает уровень энергии, сохраненной в его молекулярной структуре. Это значит, что, хотя вещество может обладать энергией на основании температуры и давления, не всю ее можно преобразовать в теплоту. Часть внутренней энергии всегда остается в веществе и поддерживает его молекулярную структуру. Часть кинетической энергии вещества недоступна, когда его температура приближается к температуре окружающей среды. Следовательно, энтальпия — это количество энергии, которая доступна для преобразования в теплоту при определенной температуре и давлении. Единицы энтальпии — британская тепловая единица или джоуль для энергии и Btu/lbm или Дж/кг для удельной энергии.