1.Термодинамические системы (изолированные, закрытые, открытые,

гомогенные, гетерогенньiе)Термодинамическая система, как и любая другая физическая система, обладает некоторым запасом энергии, который обычно называют внутренней энергией системы. Термодинамическая система называется изолированной, если она не может обмениваться с внешней средой ни энергией, ни веществом. Примером такой системы может служить газ, заключенный в сосуд постоянного объема. Термодинамическая система называется адиабатной, если она не может обмениваться с другими системами энергией путем теплообмена.Термодинамическая система - это совокупность тел, которые в той или иной степени могут обмениваться между собой и окружающей средой энергией и веществом. Термодинамические системы подразделяются на закрытые, не обменивающиеся веществом с другими системами, и открытые, обменивающиеся веществом и энергией с другими системами. В тех случаях, когда система не обменивается энергией и веществом с другими системами, она называется изолированной, а когда не происходит теплообмена, система называется адиабатной.Термодинамические системы могут состоять из смесей чистых веществ. Смесь ( раствор) называется гомогенной, когда химический состав и физические свойства в любых малых частицах одинаковы или изменяются непрерывно от одной точки системы к другой. Плотность, давление и температура гомогенной смеси в любой точке идентичны. Примером гомогенной системы может служить некоторый объем воды, химический состав которой одинаков, а физические свойства меняются от одной точки к другой. Термодинамическая система с определенным количественным соотношением компонентов называется единичной физико-химической системой. Термодинамические системы ( макроскопические тела) наряду с механической энергией Е обладают еще и внутренней энергией U, зависящей от температуры, объема, давления и других термодинамических параметров.Термодинамические системы могут быть гомогенными и гетерогенными. Гомогенными называются системы, внутри которых свойства характеризуются непрерывной зависимостью от пространственных координат. Гетерогенными называются системы, состоящие из гомогенных частей, на границе которых свойства характеризуются разрывами непрерывности. Гетерогенная система состоит из нескольких фаз.

2.внутренняя энергия системы и энталъпия1. Внутренней энергией U называется энергия системы, зависящая только от ее термодинамического состоянии. Для системы, нe подверженной действию внешних сил и находящейся в состоянии макроскопического покоя, внутренняя энергия представляет собой полную энергию системы. В некоторых простейших случаях внутренняя энергия равна разности между полной энергией W системы и суммой кинетической энергии WK ее макроскопического движения и потенциальной энергии Wп, обусловленной действием на систему внешних силовых полей:U = W - (Wk + Wп)Внутренняя энергия системы равна сумме: а) кинетической энергии хаотического движения микрочастиц системы (молекул, атомов, ионов, свободных электронов и др.), б) потенциальной энергии взаимодействия этих частиц, в) энергии взаимодействия атомов или ионов в молекулах, г) энергии электронных оболочек атомов и ионов, д) внутриядерной энергии, с) энергии электромагнитного излучения.2. Внутренняя энергия является однозначной функцией состояния системы: ее изменение DU при переходе системы из состояния 1 в состояние 2 не зависит от вида процесса и равноDU = U2 - U13° Внутренняя энергия может быть определена только с точностью до постоянного слагаемого Я/0, которое не может быть найдено методами термодинамики. Однако это несущественно, так как при термодинамическом анализе системы приходится иметь дело не с абсолютными зна-чениями ее внутренней энергии, а с не зависящими от Ua изменениями этой энергии в различных процессах. По-этому часто полагают f/0 = 0, а под внутренней энергией системы понимают только тс ее составляющие, которые изменяются в рассматриваемых процессах. Например, при не слишком высоких температурах внутреннюю энер-гию идеального газа можно считать равной сумме кине-тических энергий хаотического движения его молекул.4. Энтальпией H (теплосодержанием, тепловой функцией) называется функция состояния термодинамической системы, равная сумме ее внутренней энергии и произведения давления на объем системы, выраженного в тех же единицах:H = U + pV Энтальпия идеального газа зависит только от его абсолютной температуры и пропорциональна массе газа

.3.Экзо- и эндотермические процессы иреакцииЭкзотермическая реакция — химическая реакция, сопровождающаяся выделением теплоты. Противоположна эндотермической реакции.Полное количество энергии в химической системе чрезвычайно трудно измерить или подсчитать. С другой стороны, изменение энтальпии ΔH в химической реакции гораздо легче измерить или сосчитать. Для этих целей используют калориметры. Измеренное значение ΔH соотносится с энергией связи молекул следующим образомΔH = энергия, потраченная на разрыв связей — энергия, выделенная при образовании связей продуктов реакции.Для экзотермических реакций эта формула даёт отрицательное значение для ΔH, так как большее значение вычитается из меньшего значения. При сгорании водорода, например:2H2 + O2 → 2 H2Oизменение энтальпии равно ΔH = −483.6 кДж на один моль O2.Эндотерми́ческие реа́кции (от др.-греч. ἔνδον — внутри и θέρμη — тепло) — химические реакции, сопровождающиеся поглощением теплоты. Для эндотермических реакций изменение энтальпии и внутренней энергии имеют положительные значения (, ), таким образом, продукты реакции содержат больше энергии, чем исходные компоненты.К эндотермическим реакциям относятся:реакции восстановления металлов из оксидов, электролиза (поглощается электрическая энергия), электролитической диссоциации (например, растворение солей в воде), ионизации, фотосинтеза.Эндотермические реакции противоположны экзотермическим реакциям.

4.Изобарные, изохорные и изотермические процессыИзотермический,изобарный и изохорный процессы в идеальном газе.Процессыпри неизменности одного из параметров называютизопроцессами(от греч.изос – равный), при неизменной температуре -изотермическим,при постоянном объеме –изохорным, при постоянном давлении -изобарнымпроцессом.Экспериментальные газовые законывыражаютуравнения процессовгазов(pV=constпри п,Т=const-Бойля—Мариотта,p/T=constпри п,V=constГей-Люссака,V/T=constпри п,p=constШарля).Графическоеизображениеизопроцессов- изобары и изохоры пересекаются в точке при–273оС, называемой абсолютным нулем температуры. Это даетабсолютную(термодинамическую,газовую)шкалутемпературы, Кельвина.Объединяя газовые законыp/T,V/Т иpV=constБойля-Мариотта,можно получить общее уравнение состояния газа, т.е. зависимость параметровсистемыp,T,V–уравнение КлапейронаpV/T=const.Это уравнение состояния определенного(фиксированного) количества газа. Позакону Авогадро 1 моль любого газа имеетодинаковый объем, при н.у. равный 22.4 л, аpV/T=const=R-Универсальная газовая постоянная.Тогдауравнение КлапейронаpV=RT,можно обобщить на любое количествогазаn,поМенделееву, общееуравнение состояния идеального газаpV=nRT(уравнение Клапейрона-Менделеева).Идеальный газ– подчиняющийсяэтому уравнению состояния, отражает модель невзаимодействующих частиц.В МКТ идеальным газомназывают газ из молекул, взаимодействием которых можно пренебречь.Его параметры определяются лишь числомих, количествомпи не зависят отвида газа, поАвогадро(1811). Это значит, что равные объемылюбых газов включают равное число молекул, равное количество газа (при н.у. 22.4 л – 1 моль), а масса иплотность определяются массой молекул,m=Mn,ρ1/ρ2=M1/M2. Для смеси разныхгазов, позакону Дальтонадавление равно сумме парциальных(лат.”частичных”) давлений каждого газа.Р=р1+р2+…рп,например, в воздухе – кислорода, азота, водяного пара.

5.ПервОе начало термодинамики(закон сохранения энергии).Первое начало термодинамики — один из трёх основных законов термодинамики, представляет собой закон сохранения энергии для термодинамических систем.Первое начало термодинамики было сформулировано в середине XIX века в результате работ немецкого учёного Ю. Р. Майера, английского физика Дж. П. Джоуля и немецкого физика Г. Гельмгольца[1]. Согласно первому началу термодинамики, термодинамическая система может совершать работу только за счёт своей внутренней энергии или каких-либо внешних источников энергии. Первое начало термодинамики часто формулируют как невозможность существования вечного двигателя первого рода, который совершал бы работу, не черпая энергию из какого-либо источника.

7.Изобарно-изотермичёский и изохорно-изотермические потенциалы.Для характеристики процессов, идущих при постоянном объеме, ис- пользуется изохорно-изотермический потенциал F (эту функцию еще называют свободной энергией Гельмгольца, или потенциалом Гельмгольца).Вспомним, что при проведении процессов при постоянном объеме и температуре изменение внутренней энергии системы связано с тепловым эффектом простым соотношением:ΔU = Qv,следовательно, если изменение изобарно-изотермического потенциала рано:ΔG = ΔH – T ·ΔS,но изменение изохорно-изотермического потенциала будет равно:ΔF = ΔU – T·ΔS, (1.75) А так как изменение изохорно-изотермического потенциала ΔF есть раз- ность потенциалов системы в начальном и конечном состоянии ΔF = F2 – F1,где F1 и F2 – изохорно- изотермический потенциал системы в начальном и конечном состоянии со- ответственно, которые отвечают сле- дующим выражениям:F1 = U1 + T·S1F2 = U + T·S2.аким образом, изменение изохорно-изотермического потенциала будет складываться из изменения внутренней энергии и энтропии системы:ΔF= F2 – F1 = (U2 – U1) – T (S2 – S1),ΔF = ΔU – T ΔS.Критерием самопроизвольной реакции при протекании ее в изохорно- изотермических условиях является условие: отрицательная величина изме- нения изохорно-изотермического потенциала ΔF < 0,как и ΔG < 0 для изобарно-изотермических условий.

9.Понятие об энтропии. Стандартные энтропии.ЭНТРОПИЯ - (от греч. entropia - поворот - превращение) (обычно обозначаетсяS), функция состояния термодинамической системы, изменение которой dS в равновесном процессе равно отношению количества теплоты dQ, сообщенного системе или отведенного от нее, к термодинамической температуре Т системы. Неравновесные процессы в изолированной системе сопровождаются ростом энтропии, они приближают систему к состоянию равновесия, в котором S максимальна. Понятие "энтропия" введено в 1865 Р. Клаузиусом. Понятием энтропии широко пользуются в физике, химии, биологии и теории информации.Стандартная энтропияЭнтропия вещества в нормальных условиях (при температуре 25°С (298,15 К) и давлению 101 325 Па). Имеются таблицы стандартной энтропии разных веществ.Значениями энтропии веществ пользуются для установления изменения энтропии системы в результате соответствующих процессов (по закону Гесса).

10.Второе начало термодинамики (закон энтропий).Второй закон связан с понятием энтропии, являющейся мерой хаоса (или мерой порядка). Второй закон термодинамики гласит, что для вселенной в целом энтропия возрастает.Существует два классических определения второго закона термодинамики :Кельвина и ПланкаНе существует циклического процесса, который извлекает количество теплоты из резервуара при определенной температуре и полностью превращает эту теплоту в работу. (Невозможно построить периодически действующую машину, которая не производит ничего другого, кроме поднятия груза и охлаждения резервуара теплоты)КлаузиусаНе существует процесса, единственным результатом которого является передача количества теплоты от менее нагретого тела к более нагретому. (Невозможен круговой процесс, единственным результатом которого было бы производство работы за счет охлаждения теплового резервуара)Оба определения второго закона термодинамики опираются на первый закон термодинамики, утверждающий, что энергия убывает.Второй закон связан с понятием энтропии (S).Энтропия порождается всеми процессами, она связана с потерей системы способности совершать работу. Рост энтропии - стихийный процесс. Если объем и энергия системы постоянны, то любое измение в системе увеличивает энтропию. Если же объем или энергия системы меняются, энтропия системы уменьшается. Однако, энтропия вселенной при этом не уменьшается.Для того, чтобы энергию можно было использовать, в системе должны быть области с высоким и низким уровнями энергии. Полезная работа производится в результате передачи энергии от области с высоким уровнем энергии к области с низким уровнем энергии.100% энергии не может быть преобразовано в работуЭнтропия может вырабатываться, но не может быть уничтожена