- •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
1.4. Применение I закона термодинамики к анализу некоторых термодинамических процессов
Рассмотрим в качестве примера систему, в которой протекает какой-либо процесс, единственным результатом которого является работа расширения.
Запишем уравнение I закона термодинамики
. (7)
а.) Применим уравнение (7) к анализу изохорного процесса.
Изохорным называют процесс, который протекает при постоянном объеме .
,
после интегрирования получим:
. (11)
Из полученного результата следуют два вывода:
в изохорном процессе изменение внутренней энергии численно равно тепловому эффекту этого процесса;
тепловой эффект изохорного процесса не зависит от пути его протекания, а определяется только начальным и конечным состоянием системы. То есть в частном случае обладает свойствами полного дифференциала.
Если процесс изохорный, то работа расширения равна нулю.
б.) Изобарный процесс: . Уравнение (7) запишется в виде:
.
Справа полный дифференциал, следовательно, можно записать:
.
Проинтегрируем:
. (12)
Из соотношения (12) следуют три вывода:
функция обладает всеми свойствами термодинамической функции состояния. называют энтальпией;
изменение энтальпии в изобарном процессе численно равно тепловому эффекту этого процесса;
тепловой эффект изобарного процесса не зависит от пути его протекания, а определяется только исходным и конечным состояниями системы.
Для изобарного процесса работа расширения – полный дифференциал:
.
После интегрирования:
. (13)
Если изобарный процесс совершается в идеальном газе и сопровождается изменением числа моль, то в соответствии с уравнением Менделеева – Клапейрона:
; ,
тогда
.
Для изобарно-изотермического процесса (все процессы, происходящие в природе, и часто встречаются в технике) :
,
где .
в.) Изотермический процесс .
Рассмотрим изотермический процесс, протекающий в идеальном газе, запишем уравнение I закона термодинамики (7) в виде:
.
Так как газ идеальный, а , то , тогда
. (14)
Для работы расширения будем иметь:
,
Следовательно, ,
так как в соответствии с уравнением Менделеева – Клапейрона .
ЛЕКЦИЯ 2
г.) Адиабатный (адиабатический) процесс – процесс, совершающийся в изолированной системе.
, поэтому в общем случае для такого процесса:
,
.
Проинтегрируем
. (15)
Вывод: в изолированной системе работа может совершаться только за счет убыли ее внутренней энергии.
Уравнения состояния идеального газа в изолированной системе или уравнения адиабаты идеального газа:
– 1-ое уравнение адиабаты идеального газа.
или – 2-ое уравнение адиабаты идеального газа
Если поделить первое уравнение на второе, то после преобразований получим третье уравнение адиабаты идеального газа:
– 3-е уравнение адиабаты идеального газа.
где .