- •Введение
- •1. Основы химической термодинамики
- •1.1. Основные понятия и определения термодинамики
- •1.2. I закон термодинамики
- •1.3. Внутренняя энергия как термодинамическая функция состояния системы
- •1.4. Применение I закона термодинамики к анализу некоторых термодинамических процессов
- •1.5. Теплоемкость
- •1.6. Термохимия
- •1.6.1. Влияние температуры на тепловые эффекты химических реакций и других процессов
- •1.7. II закон термодинамики
- •1.7.1. Математическое выражение II закона термодинамики
- •1.7.2. Энтропия и направление самопроизвольного протекания процессов в изолированных системах
- •1.7.3. Расчет энтропии для различных термодинамических систем и процессов
- •1.8. Взаимосвязь энтропии и термодинамической вероятности
- •1.9. Термодинамические потенциалы и направление самопроизвольных процессов. Условие термодинамического равновесия в системе
- •Взаимосвязь энергии гельмгольца с другими термодинамическими функциями и параметрами состояния системы
- •Взаимосвязь энергии гиббса с другими термодинамическими функциями и параметрами состояния системы
- •1.9. Третий закон термодинамики
- •2. Химическое равновесие
- •2.1. Понятие о химическом потенциале
- •2.2. Химический потенциал индивидуального вещества и компонента раствора
- •1. Идеальные системы
- •2. Реальные системы
- •2.3. Способы выбора стандартного состояния
- •2.4. Условие химического равновесиЯ
- •2.5. Константы химического равновесия. Закон действующих масс
- •2.6. Уравнение изотермы химической реакции. Химическое сродство
- •2.7. Влияние температуры на константу химического равновесия (уравнения изобары и изохоры химической реакции)
- •2.8. Влияние давления на константу химического равновесия (уравнение планка)
- •2.9. Энтропийный метод расчета константы химического равновесия
- •3. Термодинамика растворов и гетерогенные (фазовые) равновесия
- •3.1. Основные понятия и определения
- •3.2. Условие термодинамического равновесия в гомогенных растворах
- •3.2.1. Термодинамика идеальных растворов
- •3.2.2. Термодинамика реальных растворов
- •3.3. Равновесие в гетерогенных системах.
- •3.3.1. Теорема равновесия гиббса
- •3.3.2. Правило фаз гиббса
- •3.3.3. Применение правила фаз гиббса к анализу структуры диаграмм состояния гетерогенных систем
- •3.3.4. Уравнение состояния однокомпонентной двухфазной системы (уравнение кЛаузиуса – клапейрона)
- •3.3.5. Примеры гетерогенных (фазовых) равновесий а. Фазовое равновесие жидкость – пар
- •Растворимость газов в жидкостях (закон генри)
- •Б. Фазовое равновесие жидкость – жидкость диаграммы взаимной растворимости жидкостей в ТройныХ системАх
- •Основные типы диаграмм взаимной растворимости тройных систем
- •Распределение вещества между двумя соприкасающимися, но несмешивающимися растворителями (Закон распределения Нернста)
- •Экстракция
- •В. Фазовое равновесие жидкость – твердое вещество растворимость твердых веществ в жидкостях (закон шредера)
- •3.3.6. Коллигативные свойства растворов
- •Понижение давления пара над раствором по сравнению с чистым растворителем
- •Повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания растворов
- •Определение молекулярной массы раствореного вещества
- •Г рафическое определение Tк и Tз
- •Осмотическое давление. Методы разделения жидких смесей мембранными методами
- •4. Электрохимия
- •4.1. Термодинамика растворов сильных электролитов
- •4.2. Электростатическая теория растворов сильных электролитов
- •4.3. Равновесие в растворах слабых электролитов
- •4.4. Электропроводность растворов электролитов.
- •4.5. Зависимость молярНой электропроводностИ электролитов от их концентрации в растворе
- •4.6. Электродвижущие силы и электродные потенциалы
- •4.6.1. Механизм возникновения электродных потенциаЛов. Уравнение нернста
- •4.6.2. Гальванические элементы
- •4.9.3. Основные типы электродов и расчет их потенциала
- •4.9.5. Потенциометрия
- •5. Химическая кинетика и катализ
- •5.1. Основные понятия и определения
- •5.2. Основной закон химической кинетики. Молекулярность и порядок реакции
- •Основы формальной кинетики.
- •5.3. Кинетика необратимых реакций
- •5.4. Методы определения порядка реакции
- •5.5. Влияние температуры на скорость реакции
- •5.6. Основные понятия катализа
- •5.6.1. Гомогенный катализ
- •5.6.2. Гетерогенный катализ
1.2. I закон термодинамики
(I закон термодинамики сформировался в середине XIX века в период появления тепловых двигателей. Человек хотел, чтобы двигатель потреблял как можно меньше энергии, а работу производил максимальную (имел высокий КПД).)
Вечный двигатель I рода – это двигатель, который производит работу без затраты энергии.
Все попытки его создания заканчивались неудачей. В настоящее время проекты его создания не рассматриваются.
Одно из определений I закона термодинамики: невозможно построить вечный двигатель I рода.
Если от окружающей среды к системе перешло какое-то количество теплоты, то часть его превращается в работу, а часть – во внутреннюю энергию системы. В термодинамике теплоту, переходящую от окружающей среды к системе считают положительной. Работа положительна, если ее совершает система.
Математическая запись I закона термодинамики в дифференциальной форме:
. (4)
Формулировка I закон термодинамики: теплота, подведенная к системе, расходуется на повышение ее внутренней энергии и совершение работы.
Ясно, что I закон термодинамики является прямым следствием из закона сохранения энергии.
Принято совершаемую работу подразделять на две части:
работа расширения системы ( );
работа, совершаемая системой помимо работы расширения (полезная работа – ):
. (5)
С учетом (5) уравнение I закона термодинамики приобретает вид:
. (6)
Часто в реальных процессах система не совершает другой работы, кроме работы расширения (все процессы в идеальных газах). Для данного случая:
, при (7)
Дифференциальное уравнение I закона термодинамики может быть переписано и в интегральной форме, соответственно:
; (8)
; (9)
. (10)
1.3. Внутренняя энергия как термодинамическая функция состояния системы
Докажем, что внутренняя энергия обладает всеми свойствами термодинамической функции состояния системы:
внутренняя энергия – функция аддитивная по определению (см. уравнение (2));
докажем, что изменение внутренней энергии определяется только исходным и конечным состояниями системы и не зависит от пути перехода из исходного в конечное состояние.
Для этого рассмотрим какую-либо термодинамическую систему, состояние которой характеризуется двумя параметрами, например и .
В этом случае любая точка системы отвечает определенному состоянию системы. Пусть исходное состояние характеризуется точкой 1, а конечное – точкой т. 2. Осуществим переход из точки т. 1 в т. 2 двумя различными путями.
О бозначим через изменение внутренней энергии при переходе из т. 1 в т. 2 первым путем, а через – вторым путем (рис. 1). Необходимо доказать, что всегда . Доказательство будем вести от противного.
1 . Предположим, что . Для определенности положим, что . Осуществим теперь между точками 1 и 2 циклический процесс. Из точки 1 в 2 перейдем прямым путем, а вернемся обратным (рис. 2).
Получаем, что в результате осуществления циклического процесса мы получили выигрыш энергии .
З аметим, что выигрыш в энергии получен только за счет внутренней энергии. Тогда, осуществляя данный циклический процесс сколь угодно большое число раз, мы можем получить сколь угодно большой выигрыш в энергии, что равносильно созданию вечного двигателя I рода. Но это не возможно, так как противоречит I закону термодинамики. Значит наше предположение, что неверно.
2. Предположим теперь, что . Тогда между точкой 1 и 2 осуществим циклический процесс в обратном направлении. Из т. 1 в т. 2 перейдем прямым путем, а из точки 2 в 1 обратным (рис. 3). Получим выигрыш в энергии , но это не возможно, так как противоречит I закону термодинамики. Следовательно, это предположение так же не верно и во всех случаях .
Вывод: таким образом, внутренняя энергия является термодинамической функцией состояния системы, а любое бесконечно малое приращение этой функции обладает свойствами полного дифференциала .