
- •ОГЛАВЛЕНИЕ
- •СПИСОК ОБОЗНАЧЕНИЙ
- •1 ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ
- •1.1 Основные понятия термодинамики
- •1.1.1 Термодинамическая система. Компонент системы. Фаза
- •1.1.2 Термодинамические переменные (термодинамический параметр, термодинамическая функция)
- •1.1.3 Термодинамические процессы
- •1.2 Газы. Идеальные и реальные газы. Параметры газов. Уравнение состояния
- •1.2.1 Параметры газа
- •1.2.1.1 Объем (V)
- •1.2.1.2 Давление (Р)
- •1.3 Первый закон термодинамики
- •1.3.1 Энергия. Внутренняя энергия
- •1.3.2 Передача энергии: теплота и работа
- •1.4.1. Применение закона Гесса - методы расчета тепловых эффектов
- •1.4.1.2 Прием термохимических схем
- •1.4.1.3.2 Вычисление тепловых эффектов по теплотам сгорания
- •1.4.2 Зависимость теплового эффекта от температуры. Закон Кирхгофа
- •1.4.3 Вычисление теплового эффекта реакций при различных температурах. Применение закона Кирхгофа
- •1.4.3.1 Приближенный расчет
- •1.4.3.2 Точный расчет
- •1.5 Второй закон термодинамики
- •1.5.1 Второй закон термодинамики. Формулировки
- •1.5.4 Разбиение произвольного обратимого цикла на циклы Карно. Энтропия
- •1.5.5 Объединенное уравнение 1 и 2 законов термодинамики
- •1.5.6 Свойства энтропии
- •1.5.7 Вычисление энтропии
- •1.6 Характеристические термодинамические функции
- •1.6.1 Функция Гельмгольца
- •1.6.2 Функция Гиббса
- •1.6.3 Связь между функциями Гиббса и Гельмгольца
- •1.6.4 Характеристические термодинамические функции
- •1.6.4.2 Как определить предел протекания этого процесса и охарактеризовать состояние равновесия?
- •1.6.4.3 Как через производные характеристических функций получить другие термодинамические параметры, характеризующие данную систему и процесс?
- •1.6.5 Свойства функций Гиббса и Гельмгольца
- •1.6.5.2 Влияние давления
- •1.6.6 Приведенная функция Гиббса
- •1.7 Химический потенциал
- •1.7.1 Растворы, идеальные и реальные. Сольватация
- •1.7.2 Парциальные молярные величины
- •1.7.3 Термодинамические признаки идеального раствора. Регулярные и атермические растворы
- •1.7.4 Химический потенциал
- •1.7.5 Уравнения Гиббса-Дюгема
- •1.7.6 Методы определения парциальных молярных величин
- •1.7.6.1 Аналитический метод
- •1.7.6.2 Графические методы
- •1.7.6.2.1 Метод графического дифференцирования
- •1.7.6.2.2 Метод отрезков
- •1.7.7 Фугитивность
- •1.7.9 Активность
- •1.8 Химическое равновесие
- •1.8.1 Характеристики химического равновесия
- •1.8.2 Закон действия масс и константа равновесия
- •1.8.4 Константа равновесия гетерогенной реакции
- •1.8.5 Смещение равновесия. Принцип Ле Шателье. Факторы, влияющие на константы равновесия
- •1.8.6 Использование закона действия масс для расчета состава равновесной смеси и констант равновесия
- •1.8.7 Уравнение изотермы химической реакции
- •1.8.8 Зависимость равновесия от температуры. Уравнения изобары и изохоры химической реакции
- •1.8.9 Зависимость равновесия от давления. Уравнение Планка
- •1.8.10 Расчет химического равновесия
- •1.8.10.1 Прямой расчет
- •1.8.10.2 Косвенный расчет
- •1.8.10.3 Пути расчета константы равновесия
- •1.8.10.3.1 Путь 1
- •1.8.19.3.2. Путь 2
- •1.8.10.4 Метод Шварцмана - Темкина
- •1.8.10.5 Использование приведенной функции Гиббса
- •1.9 Третий закон термодинамики
- •1.9.1 Формулировки и история
- •1.9.2 Следствия из третьего закона
- •1.9.2.1 Следствие первое
- •1.9.2.2 Следствие второе
- •1.9.2.3 Следствие третье
- •1.9.2.4 Следствие четвертое
- •1.10 Введение в термодинамику полимеризационных процессов
- •1.11 Введение в статистическую термодинамику
- •1.11.1 Статистический метод в термодинамике
- •1.11.2 Основные понятия теории вероятностей
- •1.11.3 Основные понятия статистической термодинамики
- •1.11.4 Статистика Максвелла-Больцмана
- •1.11.5 Связь энтропии и термодинамической вероятности
- •1.11.7 Свойства сумм по состояниям
- •1.12 Введение в термодинамику неравновесных процессов
- •1.12.2 Линейная и нелинейная неравновесные термодинамики. Принцип локального равновесия
- •1.12.3 Устойчивость стационарных состояний. Самоорганизация
- •2 ФАЗОВЫЕ РАВНОВЕСИЯ
- •2.1 Основные понятия
- •2.1.2 Правило фаз Гиббса
- •2.1.3 Физико-химический анализ. Фазовые диаграммы. Некоторые методы фазового анализа
- •2.2 Фазовое равновесие в однокомпонентных системах
- •2.2.3 Фазовая диаграмма воды
- •2.2.4 Фазовая диаграмма серы
- •2.2.5 Термотропные жидкие кристаллы
- •2.2.5.1.1 Смектические жидкие кристаллы
- •2.2.5.1.2 Нематические жидкие кристаллы
- •2.2.6 Особенности фазовых переходов в наносистемах
- •2.2.7 Особенности фазовых переходов в полимерах
- •2.3.2 Растворимость
- •2.3.3 Равновесие жидкость-пар в двухкомпонентных системах
- •2.3.3.1.1 Первая система, компоненты которой растворимы друг в друге при любых соотношениях. Закон Рауля
- •2.3.3.2.2 Вторая система, компоненты которой взаимно нерастворимы. Гэтероазеотроп
- •2.3.3.3.2 Тангенциальный азеотроп
- •2.3.3.3.4 Углубленно: термодинамический вывод законов Коновалова
- •2.3.4.1.1 Компоненты не образуют твердых соединений
- •2.3.4.1.2 Компоненты образуют твердые соединения
- •2.3.5.1 Понижение давления пара над раствором
- •2.3.5.2 Повышение температуры кипения и понижение температуры кристаллизации раствора
- •2.3.6 Лиотропные жидкие кристаллы
- •2.4 Трехкомпонентные системы
- •2.4.1 Графическое представление трехкомпонентных систем
1.7.6.2Графические методы
1.7.6.2.1Метод графического дифференцирования
Экспериментальным путем определяют экстенсивное свойство раствора Х<£Щпри различном числе молей растворенного вещества ( vB) в одном и том же количестве растворителя при постоянных темпера туре и давлении.
Строят график зависимости общего экстенсивного свойства рас твора от числа молей компонента В (X ^ = j{ vB),).
Тангенс угла наклона касательной к кривой в любой точке (К) графика численно равен парциальной молярной величине данного компонента в растворе данного состава (рис. 1.56).
Метод недостаточно точен из-за возможных ошибок при проведе нии касательных.
Рисунок 1.56 - Метод |
Рисунок 1.57 - Метод |
графического дифференцирования |
отрезков |
1.7.6.2.2 Метод отрезков
Метод используется в том случае, когда экспериментальные дан ные позволяют построить график зависимости экстенсивного свойства одного моля раствора Ховщот состава Хобщ=У(А^) (рис. 1.57).
При заданном составе К проводят касательную к кривой, а отрез ки, образованные пересеченим касательной с осями ординат дает зна
чение парциальных молярных величин X А и Х в .
133
