1.Термодинамическая система. Параметры и функции состояния термодинамической системы. Формы обмена энергией термодинамической системы с окружающей средой. Выражение количества работы через параметры состояния термодинамической системы.

Химическая термодинамика изучает превращения химической энергии в теплоту, работу и другие энергии.

ТД изучает термодинамические системы(ТС).

ТС-часть пространства, выделяемая для изучения, которая отделена от окружающей среды(ОС) реальной или воображаемой границей.

Типы ТС:

• Изолированные – отсутствуют, какие-либо формы обмена с окружающей средой.

• Открытыми – система обменивается с окружающей средой энергией и веществом.

• Закрытые - система обменивается с окружающей средой только энергией, обмен веществом невозможен.

• Адиабатические- нет обмена веществом и нет теплообмена.

Для описания ТС:

1. ТД параметры

   1. Интенсивные (не зависит от кол-ва в-ва) – t, P, δ.

   2. Экстенсивные (зависит от кол-в в-ва) – V, m, ν.

Уравнение, которое связывет ТД параметры, называется уравнением состояния.

PV= νRT – уравнение Менделеева-Клапейрона.

Всякое изменение ТД параметров есть ТД процесс.

2. ТД функции

   1. Состояния – U, H, S, G, F. Зависят от основных.

В химии наиболее часто используются:

1. внутренняя энергия U и её изменение U при V = const;

2. энтальпия (теплосодержание) H и её изменение H при p = const;

3. энтропия S и её изменение S;

4. энергия Гиббса G и её изменение G при p = const и T = const.

Для ф-ций состояния хар-но, что их изм-ние в хим. р-ции определяется только начальным и конечным состоянием системы и не зависит от пути или способа протекания процесса.

2. Процесса – Q, А. Зависит от пути перехода.

Q (теплота образования)- форма передачи энергии путем сталкивания молекул сталкивающихся тел; это микроскопическая неупорядоченная форма передачи энергии хаотичным движением частиц.

А(работа) – это макроскопическая форма передачи энергии упорядоченных частиц.

Теплота и работа зависят от пути процесса, следовательно, они являются функциями процесса, а не состояния. Теплоту и работу выражают в джоулях (Дж). Теплота является положительной величиной, если система ее поглощает, а отрицательной - если система её выделяет. Работа является положительной величиной, если она осуществляется системой, и отрицательной- если она осуществляется над системой.

А= P V

2.Первый закон термодинамики. Обмен энергией в форме работы и теплоты. Понятия: внутренняя энергия, энтальпия. Обмен энергией в форме теплоты. Изобарная и изохорная теплоёмкости.

Первый закон ТД(закон сохранения и превращения энергии):

В любом процессе в закрытой системе изменение внутренней энергии равно количеству сообщающейся системе теплоте за вычетом работы, которую совершает система.

∆U=Q-A

dU=δQ-δA

Внутренняя энергия системы (U, Дж) – это полная энергия системы, включающая кинетическую энергию всех видов движения молекул, атомов, ядер, электронов и других структурных единиц, а также потенциальную энергию взаимодействия и др., кроме кинетической и потенциальной энергии всей системы как целого по отношению к другим системам.

Абсолютное значение внутренней энергии определить невозможно, т.к. нельзя привести систему в состояние, полностью лишенное энергии.

Можно судить лишь об изменении внутренней энергии системы U при её переходе из начального состояния U₁ в конечное U₂:

U = U₂  U₁,

При переходе неизолированной системы из одного состояния в другое изменение её внутренней энергии осуществляется путём обмена с окружающей средой.

Основными формами обмена с окружающей средой являются совершение работы и выделение или поглощение теплоты.

Энтальпия (Н, Дж) — 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.

Н=U+pU

∆H=∆U+∆νPT,

где ∆ν – изменение числа моль газообразных веществ.

Теплоемкость (С) - это отношение количества сообщаемой системе теплоты и наблюдаемое при этом повышение Т.

Типы теплоемкости:

1. Средняя

С= (Дж/К)

2. Истинная

С=

3. Удельная

4. Молярная

5. Изохорная C_v

V-const, ν Cv=

6. Изобарная C_p P-const, νCv=

dU= νCvdT => ∆U= νCv(T2-T1)

dH= νCpdT

Cp=Cv+R – связь изобар и изохор теплоемкости.

1. Для одноатомных идеальных газов Cv=3/2R, Cp=5/2R

2. Для идеального газа Cv=5/2R, Cp=7/2R

3.Термодинамический процесс. Обратимые и необратимые процессы. Равновесные и неравновесные процессы. Самопроизвольный процесс. Классификация термодинамических процессов в зависимости от условий их проведения.

Любое изменение термодинамически состояния системы, то есть изменение хотя бы одного параметра состояния называется термодинамическим процессом.

Состояние равновесия - состояние, при котором система не изменяется во времени, и в ней отсутствуют потоки вещества или энергии.

О братимым процессом является процесс, который дает возможность возвращения системы в исходное состояние без того, чтобы в окружающей среде произошли какие-либо изменения. В противном случае процесс является необратимым.

Равновесный процесс - процесс, в ходе которого система проходит через непрерывный ряд равновесных состояний.

НЕРАВНОВЕСНЫЙ ПРОЦЕСС  - физ. процесс, включающий неравновесные состояния.

К самопроизвольным относятся процессы, проходящие без затраты энергии извне. Может происходить обратимо или необратимо. Для осуществления несамопроизвольного процесса необходимо затратить внешнюю энергию в количестве, пропорциональном величине изменения состояния системы.

Применение 1 закона ТД к некоторым процессам, в которых совершается только А расширенная:

Т=const – изотермический

∆U=0, Q=A= νRTln(V2/V1)

V=const – изохорный

A=0, ∆U=Q

P=const – изобарный

Q=∆U+p∆U, ∆H=Q, H=U+pV

Q=const - адиабатический

dU=-δA, A= νCv(T2-T1), ϒ=Сp/Cv

TV^ϒ-1=const => уравнение адиабаты

PV^ϒ=const