22. Функции состояния: внутренняя энергия и стандартная энтальпия образования химических веществ

Функция состояния – это термодинамические функции, значение которых зависит только от состояния системы, но не зависит от пути, по которому система пришла в данное состояние. Для них , где – значение данного параметра в начале процесса, а – значение в конце.

Наиболее важными функциями состояния в термодинамике являются внутренняя энергия U и энтальпия H (теплосодержание)

H=U+PV, где P – давление, а V – объем.

, .

Стандартная энтальпия (теплота) образования вещества – это тепловой эффект реакции образования 1моль химического соединения из простых веществ в стандартных условиях: Т=289 К, Р=1 атм=101325 Па.

Внутренняя энергия представляет собой общий запас энергии системы: энергию поступательного и вращательного движения молекул, энергию колебания атомов, энергию вращения электронов, внутриядерную энергию и так далее, за исключением кинетической энергии системы в целом и потенциальной энергии положения системы.

Теплота q и работа A не являются функциями состояния и их бесконечно малые изменения обозначаются как δq и δA в отличие от полных дифференциалов dU и dH.

Если внутренняя энергия является функцией двух переменных U=f(V,T), то:

23. Первое начало термодинамики. Теплота, работа. Закон Гесса. Следствия из закона Гесса. Термохимические расчеты.

Первое начало термодинамики:

В изолированной системе общий запас энергии сохраняется постоянным. Поскольку работа является одной из форм перехода энергии, то, следовательно, невозможно создание вечного двигателя первого рода (машины, совершающей работу без затраты энергии). Математическая формулировка:

Различные виды механической работы различного идеального газа

В идеальном газе все виды взаимодействия – это упругие соударения друг с другом (взаимодействия с сохранением импульса)

Уравнения Менделеева – Клайперона: pV=nRT, где R=8,31 Дж/К

1. p=const (Изобара)

dA=pdV => A=p(V₂-V₁)

2. T=const (Изотерма)

3. δ-Q=0(Адиабата)

dA=dU Дж/К

4. V=const (Изохора)

A=0

5. p=const T=const (Изотерма-Изобара)

, где

нтальпия. Закон Гесса

H=U+pV (Энтропия)

Идеальный газ: , где RT=2,47 кДж

Закон Гесса

В условиях постоянства давления или постоянства объема, теплота процесса становится функцией составляющей и не зависит от процесса

1. p=const

δQ=dU+pdV=d(U+pV) =dH, Q=H (становится функцией составляющей)

2. V=const

δQ=dU, Q=U

Следствия законов Гесса

Если реакция является суммой или разностью других реакций. По тепловой эффективности этой реакции будет суммой или разностью тепловых эффектов.

Стандартной теплотой i-го вещества

24. Зависимость теплового эффекта химической реакции от температуры (закон Кирхгоффа). Теплоемкость.

Теплоемкость С – количество теплоты, которое нужно передать, чтобы нагреть 1 градус Цельсия. Дж/К

Закон Кирхгоффа

Пересчитывать тепловые эффекты с одной температуры на другую

1. 1з.к.г.

2. 2з.к.г.

Температурный коэффициент теплового эффекта процесса равен изменению теплоемкости системы, происходящему в результате процесса

Проинтегрировав вышеприведенные диф. уравнения получим:

Для того, чтобы подсчитать тепловой эффект процесса при некоторой температуре , нужно знать тепловой эффект этого процесса при , а также характер изменения теплоемкости системы в интервале температур .

В небольшом температурном интервале можно в степенных рядах для теплоемкостей ограничиться только первым членом

и тогда будет величиной постоянной:

.

Обычно в роли выступает стандартная температура 298К( 25 градусов Цельсия):

.

В некоторых случаях данные по теплоемкости участников процесса отсутствуют, и тогда приходится идти на очень грубое приближение:

.