Классификация термодинамических параметров состояния системы:

1. Термодинамические параметры функции состояния системы (U, H, S, G, A) – термодинамические параметры, не поддающиеся непосредственному измерению, изменение которых зависит от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути перехода (процесса) системы. Они могут быть выражены в форме ΔU, ΔH, ΔS, ΔG, ΔA, то есть функции состояния — разность этих величин, тогда величины dU, dH, dS, dG, dA — полные дифференциалы.

Внутренняя энергия ( U ) — параметр, характеризующий общий запас энергии системы.

Внутренняя энергия включает все виды энергии движения и взаимодей­ствия частиц, составляющих систему: кинетическую энергию молеку­лярного движения (поступательного и вращательного); межмоле­кулярную энергию притяжения и отталкивания частиц; внутри­молекулярную или химическую энергию; энергию электронного возбуждения; внутриядерную и лучистую энергию. Величина внут­ренней энергии зависит от природы вещества, его массы и пара­метров состояния системы. Внутренняя энергия 1 моль вещества – молярная внутренняя энергиия вещества. Молярная внутренняя энергия реакции ΔU – молярная теплота реакции при постоянном объёме. Нельзя определить полный запас внутренней энер­гии вещества из-за невозможного перевода системы в состояние, лишенное внутренней энергии. Внутренняя энергия системы — сумма энергии теплового движения молекул, внутримолекулярной энерги и энергии межмолекулярного взаимодействия.

Энтальпия ( Н ) — энергия, которой обладает система, находящаяся при постоян­ном давлении; энтальпия численно равна сумме внутренней энергии U и потен­циальной энергии pV:

H = U + pV.

U, р и V — свойства системы. Энтальпия имеет особо важное значение в химии: передача теплоты в хими­ческой реакции происходит при постоянном давлении (например, реакция в открытом сосуде). Для химических про­цессов применяют Н,так как она учитывает энергию, затраченную на изменение объема системы. В термодинамике оперируют величиной ΔН. Молярная энтальпия реакции ΔН – молярная теплота реакции при постоянном давлении.

Сходные свойства внутренней энергии и энтальпии

Изменения внутренней энергии (ΔU) и энтальпии (ΔH) – разности величин (внутренней энергии системы при постоянном объёме) и (энтальпии при постоянном давлении) в конечном и начальном состояниях:

ΔU = U_кон. – U_нач. = Q_V – pΔV

ΔН = Н_кон. – Н_нач. = Q_p + VΔp = ΔU + pΔV

Δ – конечное изменение свойства системы.

Внутренняя энергия и энтальпия — функции состояния, их изменения определяются только начальным и конечным состояниями системы, то dU и dН — бесконечно малые изменения внутренней энергии и энтальпии, полные дифференциалы. Величины (ΔU и dU) и (ΔН и dН) положительные, если внутрен­няя энергия и энтальпия при протекании процесса возрастают, и отрицатель­ные — если убывают. Единица измерения молярной внутренней энергии и молярной энтальпии — Дж/моль.

Доказательство внутренней энергии – функции состояния

Если бы величина внутренней энергии зависила от пути процесса, то при изменении состояния системы можно было бы получить выигрыш в энергии для обращения её в полезную работу, то есть создать вечный двигатель первого рода, что противоречит первому закону термодинамики.

2. Термодинамические параметры функции процесса системы (Q, W) – термодинамические параметры, изменение которых зависит не только от начального и конечного состояния системы, но и от пути перехода (процесса) системы.

Теплота — форма пере­дачи энергии от одной части системы к другой из-за неупоря­доченного (хаотического) движения молекул. Количество теплоты — мера переданной энергии от одной системы к другой путем теп­лопередачи в результате ударов молекул о границу их раздела.

Q — конечное количество теплоты ( Дж ). Положительная теплота – количество теплоты, которое получает система от окружающей среды. Отрицательная теплота – количество теплоты, которое отдаёт система окружающей среде.