Химическая термодинамика

Химическая термодинамика

изучает закономерности превращения энергии из одной формы в другую
Объект исследования

Основные понятия и определения

Система, внутри которой нет поверхности раздела, и одинаковая

Состояние системы

определяется термодинамическими параметрами:
1) экстенсивные параметры (пропорциональные количеству вещества) – объем,

Процесс – изменение параметров состояния

Виды процессов:
1) изотермический (Т = const);
2)

Процессы могут быть

обратимыми, протекающими бесконечно медленно, при бесконечно малом различии

Обратимые процессы

Работа процесса равна площади под ломанной линией:
Aг=∑Ai= ∑ piΔVi
Работа, совершаемая

Термодинамические свойства системы

описываются функциями состояния :
1) Внутренняя энергия (U) - энергии

Первый закон термодинамики

Поглощаемая системой теплота (q) расходуется на увеличение внутренней энергии

Термохимические уравнения:

При V=const
Zn(к)+H2SO4(р-р)= ZnSO4(р-р)+H2(г)+165,7 (кДж)
При p=const
Zn(к)+H2SO4(р-р)= ZnSO4(р-р)+H2(г)+162,2 (кДж) ___________
3,5

Реакция при постоянном объеме

Реакция при постоянном давлении. Работа расширения

A=F∆h=pS∆h=p∆V
Qp=Qv- p∆V
Qv=-∆U
Qp=- ∆H

2) Энтальпия (∆Н)

- функция состояния, характеризующая изменение общей энергии системы при

Стандартная энтальпия образования -тепловой эффект образования 1 моль вещества из простых

Энтальпийная диаграмма образования воды

ход реакции
H2(г)+1/2O2(г) =H2O(ж); ΔНр=-285,85 кДж
H2(г) +1/2O2(г)=H2O(г); ΔНр=-241,84 кДж
ΔН

Закон Гесса (1841 г)

Изменение энтальпии зависит только от вида и состояния

II закон термодинамики

определяет направление и предел протекания процессов:
Невозможна самопроизвольная передача тепла

Принцип Каратеодори (принцип адиабатической недостижимости некоторых состояний)

Поглощая энергию (Q) система переходит

3) Энтропия (S)

Была введена Клаузиусом в 1865 г., как функция, характеризующая

Макросостояние системы – реализуется большим числом микросостояний, т.е. энергией и координатами

При объединении двух систем: W=W1W2
При огромном числе микросостояний в системе логарифмирование вероятностей

Второе начало термодинамики

В изолированных системах самопроизвольно идут только такие процессы, которые

Третье начало термодинамики

При абсолютном нуле энтропия всех тел равна нулю.
По мере

Движущие силы химического процесса

2NО(г) + О2(г) = 2NО2(г) ; −ΔH, ΔSр

4) Энергия Гиббса (∆G)

- критерий самопроизвольного протекания реакции при изобарно-изотермических условиях

ΔGр<0

Состояние равновесия

ΔGр=0
Из уравнения: ΔG = ΔН - ТΔS следует, что

5) Потенциал Гельмгольца (ΔF)

– критерий самопроизвольного протекания реакций при постоянных

Свободная и связанная энергии

ΔНр= ΔGр + ТΔSр
Энергия системы может быть

Диаграмма основных термодинамических величин

Химический потенциал

I закон термодинамики для открытых систем : dU=δQ-δA+dEM,
где dEM-

μi – парциальная мольная энергия Гиббса.
При p,T=const:
dG=∑ μi dni
При увеличении

Максимальная работа и химическое сродство

Равновесная, гомогенная газовая реакция при постоянном

Amax=RTln(p2/p1) =RT(lnp2 – lnp1)
где р2 – равновесное, р1- исходное давление

Уравнения изотермы химической реакции Вант-Гоффа

Для растворов T,V = const, работу