1.Первый закон терм-ки. Термод. Координаты, обобщенные силы.

Энергия изолир. системы const. Она может изменяться за счет: 1) соверш-я работы А над окр. средой.

2) обмена теплотой Q с окр средой.

dU = δQ + δА(диф. форма)

ΔU = Q + А (инт. форма)

В отличие от внутр. энергии понятие теплоты и работы отн-ся не к системе, а к процессам. Работа – упорядоч-я форма передачи энергии, а теплота – неупоряд-я, связанная с хаотич. движением частиц.

Бесконечно малую работу можно представить как произ-ние обобщ. силы на изменение обобщ. корд-ты:

δА_мех = - pdV (мех. А (А расширения))

δА_пов = σdΩ (A изм-я площади пов-ти).

Значение обоб. силы не зависит от размеров системы и кол-ва вещ-ва в ней в отличие от обобщ. коорд-ты. Поэтому обобщ. силы наз-ют ИНТЕНСИВНЫМИ, а обоб. коорд. ЭКСТЕНСИВНЫМИ.

2.Второй закон термодинамики. Общее понятие энтропии.

2 з-н термодинамики:

1)термод. коорд-ты соотв-е тем-ре яв-ся некоторой ф-ей S, называемая энтропией. Энтропия яв-ся ф-ей состояния.

2)при всех процессах в природе изменение энтропии изол. системы >0 или = 0.

Если система может обмениваться энер-ей с окр. средой, то S может и ↓.

[S] = Дж/К

Для равновесных и обратимых процессов

1/Т – яв-ся просто интегрирующим множителем.

Выражая из 1 закона терм-ки δQ (dU=δQ + δA), мы получим:

3.Основные условия существования термодинамического равновесия.

ТЕРМОД. РАВНОВЕСИЕ – состояние термод.. системы, не изменяющееся во времени и не сопровождающееся переносом через систему в-ва или энергии.

Найдем условия, кот-е должны выполняться при термод. равновесии. Пусть на систему действуют только 2 пар-ра: тем-ра и давление. Тогда можно считать, что U, V, S равны их сумме по отдельным фазам:

(1)

Фаза – часть термод. системы, однородное по своему макроскоп. св-ву. Различные фазы отделены друг от друга физич. пов-тями раздела, имеющими конечную толщину.

(2)

- кол-во молей первой и второй фаз.

Найдем экстрем. знач-е энтропии, приравняв ее возможное знч-е к 0.

(3)

Однако, S в дан-м случае огранич. учловием: (4)

К тому же в силу з. пост-ва массы, число мол-л также const.

(5)

Подставим в (3)

(6)

Исключим с помощью ур-я связи (5) вел-ны, относ-ся ко 2 фазе:

(7)

(8)

(9)

Подставим (7), (8), (9) в (6) и сгруппируем. Полученное ур-е должно выполняться при любых δU, δV, δn, если коэф. каждого из них = 0. В итоге мы получим основные усл-я терм. равновесия:

1)

2)

3)

4.Химический потенциал.

Хим. потенциал опред. по ф-ле:

где G – свободная энергия Гиббса

Для однокомпонентного раствора: µ = G

Для многокомпонентного:

µ·N = G

Хим. пот-л характер-ет приращение

термодинам. потен-ла при изменении кол-ва данного вещ-ва и постоянстве естествен. переменных и кол-в осталь. вещ-в.

Химический потенциал зависит как от концентрации данного компонента, так и от вида и концентрации др. компонентов системы (фазы). Только в простейшем случае — смеси идеаль-х газов — µ_i зависит лишь от конц-ции рассмат-го компонента и от тем-ры:

где p_i — парц-е давление компонента i в смеси, R — газовая постоянная, — значение при p_i = 1 атм.