Основные вопросы Flashcards
(8 cards)
Предмет физической химии.
Химическая термодинамика.
Виды энергии.
Переходы между различными видами энергий.
Физическая химия- наука, которая изучает физическими методами строение химических соединений, количественные закономерности и механизмы химических процессов.
Химическая термодинамика– наука, изучающая взаимные переходы работы и энергии в ходе химических процессов.
Виды энергии: потенциальная, кинетическая, электромагнитная, гравитационная, тепловая, ядерная и т.п.
Виды «химической» энергии: энергии связей, энергия кристаллической решетки, поверхностная энергия, энергия межмолекулярного взаимодействия, энергии поступательного, вращательного и колебательного движения молекул, энергия ионизации, энергия сродства к электрону и т.п.
Основные понятия: система, окружающая среда, компонент, параметр.
Системы открытые, закрытые, изолированные.
Интенсивные и экстенсивные параметры.
Термодинамическая система– основной объект изучения термодинамики – часть пространства со всеми включенными в нее компонентами, отделенная от внешней среды реально существующей или воображаемой граничной поверхностью.
Окружающая среда– неисчерпаемый и неизменный резервуар энергии, работы, объема и т.п.
Свойства системы: напр. температура, объем, давление, состав
Совокупность свойств –термодинамическое состояние
Изменение состояния –процесс.
Нулевой закон термодинамики. Равновесный (квазистатический) процесс. Идеальный газ, уравнение состояния. Работа по равновесному расширению газа.
Равновесное состояние: свойства системы не меняются во времени при отсутствии потоков вещества и энергии.
Нулевой закон термодинамики: Если на границе системы с окружающей средой поддерживаются постоянные значения интенсивных параметров, то система рано или поздно придет к состоянию равновесия.
При равновесии внутренние параметры системы являются функциями внешних параметров и температуры. Уравнение, связывающее внутренние параметры с внешними параметрами и с температурой, называют уравнением состояния термодинамической системы.
Уравнение состояние идеального газа:
pV=nRT
Неравновесный случай
A=pΔV
Равновесный случай
dA=pdV (работа зависит только от начального и конечного состояния, одинакова для прямого и обратного процессов)
Первый закон термодинамики. Внутренняя энергия. Функции состояния. Теплота. Изотерма, изохора, изобара, адиабата. Теплота при постоянном давлении и при постоянном объёме. Энтальпия.
Первый закон термодинамики. Внутренняя энергия. Функции состояния. Энтальпия.
В ходе любого процесса приращение внутренней энергии системы равно разности между количеством сообщенного ей тепла и совершенной ею работой:
ΔU=Q-A
Внутренняя энергия U – величина, характеризующая общий запас энергии системы: движения и взаимодействия частиц, составляющих систему.
Функция состояния – величина, зависящая исключительно от состояния термодинамических параметров системы, но не от пути достижения этого состояния системой. (Например, энтропия)
В свою очередь, функциями процесса называют свойства, зависящие от пути перевода системы из начального состояния в конечное. (Например, работа)
В случае работы при постоянном давлении появляется необходимость постоянного учета работы по расширению газа. Чтобы этого избежать, используют понятие энтальпии
H=U+pV
Энтальпия является мерой теплоты для химических процессов, протекающих при постоянном давлении, а внутренняя энергия – при постоянном объеме.
Термохимия. Тепловой эффект химической реакции. Закон Гесса и следствия. Энтальпия реакции. Энтальпии (теплоты) образования. Энтальпии (теплоты) сгорания. Стандартные состояния и стандартные условия.
Термохимия исследует теплоты протекания процессов. Тепловым эффектом химической реакции обычно называют теплоту, выделяемую или поглощаемую в ходе процесса при постоянном объеме или давлении. При постоянном давлении используют энтальпию процесса.
Закон Гесса: Тепловой эффект химической реакции, протекающей при постоянном давлении или постоянном объеме, не зависит от пути реакции, а определяется только состоянием реагентов и продуктов реакции.
Следствия:
ΔrH°=∑ΔfH°(продуктов) - ∑ΔfH°(реагентов)
ΔrH°=∑ΔсгорH°(реагентов) - ∑ΔсгорH°(продуктов)
Энтальпия образования соединения – энтальпия процесса, в котором 1 моль данного соединения получается из простых веществ в наиболее устойчивом агрегатном состоянии (фазе).
Энтальпия сгорания соединения – энтальпия процесса, в котором 1 моль данного соединения окисляется кислородом до CO2, воды, оксидов высших степеней окисления и т.п..
Стандартное состояние - это состояние чистого вещества при давлении 1 атм. и заданной температуре.
Второй закон термодинамики. Его формулировки. Энтропия как функция состояния. Статистическая трактовка понятия энтропии. Изменение энтропии при необратимых процессах. Принцип возрастания энтропии. Стандартная энтропия вещества. Энтропия реакции.
Существуют процессы, не противоречащие первому закону термодинамики, протекание которых невозможно.
При обратимом (равновесном процессе)
ΔS=Q/T
Чтобы процесс был необратимым:
ΔS>Q/T
В изолированной системе самопроизвольно могут протекать только процессы, сопровождающиеся ростом энтропии.
Энтропия – мера беспорядка системы. Определяется вероятностью данного состояния:
S=k lnW
В отличие от энтальпии, абсолютную энтропию можно определить. Энтропия реакции определяется аналогично энтальпии реакции – через разницу энтропий продуктов и реагентов.
ΔrS°=∑S°(продуктов) - ∑S°(реагентов)
Теплоёмкость. Зависимость энтальпии и энтропии от температуры.
Теплоемкость – теплота, которую нужно затратить, чтобы нагреть систему на 1 градус.
Q=CpΔT
При постоянном давлении поглощенная теплота идет на увеличение энтальпии системы. Т.е.
ΔHi(T2)- ΔHi(T1)=Cpi(T2-T1)
Для равновесного (обратимого) процесса нагревания выполняется равенство
ΔS=Q/T
Т.е. мы можем рассчитать энтропию процесса нагревания:
Si(T2)-Si(T1)=Cpiln(T2/T1)
Самопроизвольное протекание и равновесие в закр сист, при постоянном давлении, объеме, в изолированной.
Критерий самопроизвольного протекания процесса при постоянном давлении – свободная энергия Гиббса (ΔG) – часть внутренней энергии, которую можно превратить в работу при постоянном давлении.
G=H-TS
При постоянном объеме в качестве аналогичного критерия выступает свободная энергия Гельмгольца (ΔF)
F=U-TS
Критерии:
Изолированная
ΔS=0,
максимум S
ΔS>0
….
V= const
ΔU-TΔS=0
минимум F
ΔU-TΔS<0
….
P=const
ΔH-TΔS=0
минимум G
ΔH-TΔS<0
