Словарь терминов, понятий и законов физической химии (стр. 11 )

(1)

Из (1) с учетом Т1 – Т2 =100 (2)

следует Т1 = 373,15 К и Т2 = 273,15 К. Следовательно, МТШК привязывает абсолютную температуру к шкале Цельсия.

Международная практическая температурная шкала Цельсия (МПШЦ) – температурная шкала, в которой разность температур равновесной смеси воды и пара при давлении 1 ат и равновесной смеси воды и льда при давлении воздуха (насыщенного паром), равном 1 ат, принята равной 100 градусам.

Международная система единиц (СИ) – единая универсальная система единиц физических величин для всех отраслей науки и техники. Рекомендована ХI Международной конференцией по мерам и весам в 1960 г. Она содержит 7 основных единиц: метр (м) – для длины, килограмм (кг) – для массы, секунда (с) – для времени, Ампер (А) – для силы электрического тока, Кельвин (К) – для термодинамической температуры, моль (моль) – для количества вещества.

Менделеева-Клапейрона уравнение – уравнение состояния идеального газа PV = nRT, устанавливающее взаимосвязь произведения из объема (V) и давления газа (Р) с числом молей газа (n) в данном объеме и с термодинамической температурой T. R – универсальная газовая постоянная.

Метастабильное (внутренне устойчивое) равновесие – такое неизменяющееся во времени состояние системы (в неизменных внешних условиях), которое самопроизвольно, после внешнего импульса, может перейти в состояние термодинамического равновесия. Типичный пример: гремучий газ, переохлажденная жидкость, перегретая жидкость. Метастабильные равновесия называют также внутренне устойчивыми.

Моль – единица количества вещества, содержит столько молекул или других частиц (атомов, ионов, протонов, электронов), сколько их содержится в 0,012 кг углерода. Моль обозначается символом моль. Число молей обозначается символом n с указанием в скобках вещества. Например: n(H2) = 2; n(H+) = 10-5 и т. д.

Монотропные превращения – взаимные необратимые превращения двух кристаллических фаз, протекающие самопроизвольно в одном направлении.

Необратимые процессы – такие процессы, которые протекают в условиях отсутствия равновесия. Необратимый круговой процесс обязательно оставляет изменения в окружающей среде.

Онзагера соотношений взаимности – равенства перекрестных коэффициентов пропорциональности в термодинамических уравнениях движения. Так, для двух взаимосвязанных потоков:

L11 = L22; L21 = L12.

Обратимые химические реакции – реакции, которые могут протекать как в прямом, так и в обратном направлении. Перевод из прямого в обратное направление может быть осуществлен путем бесконечно малого изменения термодинамических параметров.

Основные уравнения термодинамики необратимых процессов – уравнение, выражающее взаимосвязь скорости возрастания энтропии с обобщенными термодинамическими силами (Хi), термодинамическими потоками (Ji) и температурой (Т):

Паскаль (Па, Н/м2) – единица давления в системе СИ, равная силе в 1 Ньютон, действующей на 1 м2 площади поверхности, нормальной к силе.

Перпетум мобиле (вечный двигатель 1-го рода) – воображаемая машина, производящая работу без затрат энергии.

Перпетум мобиле 2-го рода (вечный двигатель 2-го рода) – воображаемая, периодически действующая машина, целиком превращающая в работу теплоту, переданную окружающими телами.

Правило Трутона (Траутона) – мольные энтропии испарения различных жидкостей при нормальных температурах кипения приблизительно одинаковы:

.

Правило фаз Гиббса – важный закон гетерогенного равновесия, установленный Гиббсом в 1876 г. из анализа общего термодинамического условия равновесия, связывает число фаз (Р) с числом компонентов (К), с числом термодинамических степеней свободы (f) и с числом внешних факторов (n), оказывающих влияние на равновесие. В наиболее общем виде правило фаз записывается математическим уравнением: P + f = K + n. Если внешними факторами, влияющими на равновесие, являются температура и давление, то P + f = K + 2. Если же из этих двух факторов один (давление или температура) постоянен, то P + f = K + 1. Число фаз в равновесной системе, наблюдаемой в условиях равенства числа степеней свободы нулю, есть максимальное число фаз в равновесной системе Рм., из правила фаз следует: Pм = K + n.

Парадокс Гиббса – смешение двух различных газов при постоянном давлении и температуре сопровождается увеличением энтропии. Смешение одинаковых газов в указанных условиях не сопровождается изменением энтропии: это различие в процессах смешения одинаковых и неодинаковых газов называется парадоксом Гиббса и не получило строгого истолкования в рамках классической термодинамики, но объяснено в квантовой механике.

Планка постулат – энтропия любого идеального кристаллического тела, состоящего из индивидуального химического вещества при температуре 0 в термодинамической шкале, равна нулю.

Приведенные параметры – отношение параметра состояния вещества к величине этого параметра в критической точке. Параметры в критической точке отмечаются надстрочным индексом «к» у соответствующего символа.

Приведенный молярный объем – отношение молярного объема в заданных условиях к объему при критической температуре:

.

Приведенное давление – отношение давления в заданных условиях к давлению в критической точке:

.

Приведенная температура – отношение температуры в заданных условиях к температуре в критической точке вещества:

.

Принцип Ле Шателье–Брауна – термодинамический закон, устанавливающий направление смещения равновесия системы, вызываемого внешним воздействием. Формулируется следующим образом: если на систему, находящуюся в устойчивом термодинамическом равновесии, производится внешнее воздействие, выводящее ее из этого состояния, то равновесие смещается в том направлении, в котором эффект воздействия ослабляется. В соответствии с принципом Ле Шателье-Брауна в равновесной системе пар-жидкость при сжатии происходит конденсация пара, сопровождающаяся выделением тепла и вследствие этого увеличением температуры и давления насыщенного пара, что противодействует эффекту сжатия. В химически равновесной системе в соответствии с принципом Ле Шателье-Брауна нагревание благоприятствует эндотермическим реакциям, т. е. реакциям, сопровождающимся поглощением тепла. Принцип Ле Шателье-Брауна является следствием основного термодинамического условия равновесия.

Принцип недостижимости абсолютного нуля – следствие 3–го закона термодинамики, формулируемое следующим образом: невозможно в конечном числе операций понизить температуру какой-либо системы или части системы до абсолютного нуля.

Постулат Томсона – одна из формулировок второго начала термодинамики: «Вечный двигатель второго рода невозможен».

Постулат Клаузиуса – одна из формулировок второго закона термодинамики: единственным результатом любой совокупности процессов не может быть переход теплоты от менее нагретого тела к более нагретому телу.

Работа процесса (w, W) – форма передачи энергии от изучаемой системы к окружающей среде или от окружающей среды к системе путем преодоления сил (механических, электрических, магнитных и др.), действующих на систему со стороны окружающих тел или в противоположном направлении. Работа, совершаемая изучаемой системой, принимается положительной, а работа окружающей среды – отрицательной.

Работа максимальная процесса (химической реакции) (wм, Wм) – работа, совершаемая в обратимом процессе, в том числе в обратимой химической реакции. Наиболее часто подразумевается изотермический процесс.

Работа максимальная полезная (wп, Wп) – работа, совершаемая в обратимом изотермическом процессе, за вычетом работы, связанной с изменением объема системы. Если процесс (химическая реакция) протекает при Т = const и одновременно при Р = const, то максимальная полезная работа равна изменению энергии Гиббса, взятой с обратным знаком. Если процесс протекает при Т = const и одновременно при V = const, то максимальная полезная работа равна изменению энергии Гельмгольца, взятой с обратным знаком.

Релаксация – процесс возращения системы из неравновесного состояния в равновесное после прекращения действия силы, выведшей систему из равновесного состояния.

Самопроизвольный процесс (естественный процесс) – процесс, идущий в определенном направлении без затраты энергии и ведущий к установлению состояния равновесия. Самопроизвольные процессы сопровождаются в изолированных системах увеличением энтропии, в изобарно-изотермических системах – уменьшением энергии Гиббса, в изохорно-изотермических системах – уменьшением энергии Гельмгольца.

Скорость возникновения энтропии () – одно из основных понятий термодинамики неравновесных процессов, выражаемое соотношением:

,

где – скорость возникновения энтропии; – производная энтропии по времени.

Стандартные состояния – условно принятые состояния чистых веществ и компонентов раствора, в которой четко определены термодинамические характеристики веществ, называемые их стандартными величинами. Стандартные величины термодинамических характеристик являются их эталонами и составляют основу для расчетов термодинамических характеристик веществ в других термодинамических состояниях с помощью термодинамических уравнений. Стандартным состоянием вещества, находящегося в конденсированной фазе (крист., жидк.) является реальное состояние абсолютного чистого вещества, находящегося при данной температуре под давлением в 1 атм (1.013.105 Па). Стандартным состоянием газообразного вещества при любой температуре является состоянием гипотетического идеального газа, фугитивность которого равна единице, а энтальпия равна энтальпии реального газа при той же температуре и при давлении, стремящимся к нулю. Стандартным состоянием растворенного вещества (неэлектролита) считается его состояние в гипотетическом идеальном растворе, в котором парциальная мольная энтальпия и теплоемкость растворенного вещества те же, что и в реальном бесконечно разбавленном растворе, а энтальпия и энергия Гиббса те же, что в идеальном растворе с моляльностью, равной единице. Стандартное состояние растворителя – чистый растворитель при давлении 101325 Па при данной температуре. Стандартное состояние отмечается надстрочным индексом (0) у символов соответствующих термодинамических характеристик.