Словарь терминов, понятий и законов физической химии (стр. 9 )

Возгонка – процесс непосредственного перехода твердого тела в пар, минуя жидкое состояние.

Гетерогенная система – система, состоящая из двух или большего числа фаз.

Гиббса-Гельмгольца уравнения – уравнения, связывающие энергии Гиббса и Гельмгольца с энтропией, энтальпией и внутренней энергией:

; (а)

; (б)

Уравнение (а) устанавливает взаимосвязь термодинамических характеристик системы. Уравнение (б) связывает изменение термодинамических характеристик в изотермических процессах. Уравнения Гиббса и Гельмгольца представляют собой наиболее компактные математические выражения первого и второго начал термодинамики одновременно.

Гомогенная система – система, состоящая из одной фазы.

Давление (р(Р)) – величина, характеризующая интенсивность сил, действующих на поверхность тел по нормали к ней. Давление выражается в Паскалях (Па) (система СИ), дин/см2 (СГС), атмосферах, мм ртутного столба и в других единицах. Численно давление определяет отношение силы, равномерно распределенной по нормальной к ней поверхности, к площади этой поверхности.

Дальтон – единица атомной массы, равная 1/12 массы атома углерода.

Джоуль (Дж) – единица энергии, работы и теплоты в Международной системе единиц (СИ). 1 Джоуль – работа силы 1 Ньютон (н) при перемещении тела на 1 метр (м) в направлении действия силы.

Диссипативные структуры – термин, применяемый в термодинамике необратимых процессов для обозначения определенной структуры системы, которая поддерживается потоками вещества и энергии от внешней среды.

Закон действия масс – основной закон химического равновесия, устанавливающий количественную взаимосвязь активностей или фугитивностей, парциальных давлений и концентраций ингредиентов химической реакции в состоянии равновесия. В наиболее строгой форме формулируется следующим образом: в состоянии равновесия отношений произведений активностей или фугитивностей продуктов реакции, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов (Паv)прод к аналогичному произведению исходных веществ (Паv)исх, есть величина постоянная, зависящая от температуры и не зависящая от способа достижения равновесия. В приближенной форме, установленной экспериментально Гульдбергом и Вааге (1867) и обоснованной теоретически Вант-Гоффом (1887) закон действия масс гласит: отношение произведений равновесных парциальных давлений или концентраций продуктов в степени их стехиометрических коэффициентов к аналогичному произведению для исходных веществ есть постоянная величина, зависящая только от температуры.

Закон сохранения и превращения энергии – фундаментальный закон природы, справедливый для любых систем и любых процессов: энергия не создается и не разрушается; при всех процессах и явлениях суммарная энергия всех частей материальной системы, участвующих в данном процессе, не увеличивается и не уменьшается, остается постоянной.

Законы термодинамики – первый и второй законы термодинамики. Некоторые ученые к основным законам относят также третий и нулевой законы термодинамики.

Первый закон термодинамики (первое начало) – одна из форм выражения закона термодинамических систем и термодинамических процессов. Существует несколько взаимосвязанных формулировок 1-го закона термодинамики. Наиболее употребительным из них для замкнутых систем, имеющих постоянные потенциальные и кинетические энергии, являются следующие:

1. Внутренняя энергия системы однозначная и конечная функция состояния (Клаузиус).

2. В условиях постоянства кинетической и потенциальной энергий системы изменения внутренней энергии (ΔU) в процессе равна разности теплоты (Q) и работы (W). (Теплота, подводимая к системе, принимается со знаком плюс, а работа, совершаемая внешними силами над системой, принимается со знаком минус): ΔU = Q – W, для бесконечно малого процесса: δU = δQ –δW.

3. Изменения внутренней энергии системы при переходе из одного состояния в другое не зависит от пути процесса, а определяется только начальным и конечным состоянием системы.

4. Невозможно создать двигатель 1-го рода, т. е. нельзя создать машину, которая бы производила работу без затраты энергии.

Второй закон термодинамики (второе начало термодинамики) – фундаментальный закон термодинамики, справедливый для систем, состоящих из большого числа статистических объектов (атомов, молекул). Существует несколько взаимосвязанных формулировок второго закона:

1. Вечный двигатель 2-го рода невозможен, т. е. невозможно создать периодически действующую машину, которая бы полностью превращала в работу теплоту, передаваемую ей окружающими телами.

2. Энтропия системы – однозначная функция состояния.

3. Изменение энтропии в изотермическом процессе может быть больше или равно приведенной теплоте этого процесса.

4. В изолированной системе самопроизвольно могут протекать процессы, сопровождающиеся увеличением энтропии.

5. Единственным результатом любой совокупности процессов не может быть переход теплоты от менее нагретого к более нагретому телу.

Третий закон термодинамики – обобщение экспериментальных данных для химических реакций, сформулированное Нернстом: в области температур, вблизи абсолютного нуля кривые, выражающие зависимость теплового эффекта и максимальной работы реакции, сливаются, а их общая касательная параллельна оси температур. Многие специалисты–термодинамики считают, что это положение является следствием статистической трактовки энтропии.

Нулевой закон термодинамики – термодинамическое обобщение, называемое некоторыми учеными нулевым законом термодинамики. Характеризует состояние термического равновесия системы и формулируется следующим образом: «Если две системы находятся в термическом равновесии с третьей, то они должны быть также в равновесии одна с другой». Обобщенное название законов Гесса и Кирхгофа.

Законы термохимии (Закон Гесса (закон постоянства сумм теплот реакции)) – фундаментальный закон термохимии, представляющий следствие первого начала термодинамики для реакций, протекающих при постоянном давлении и при постоянном объеме. Наиболее общая формулировка гласит: если из заданных исходных веществ можно получить заданные конечные продукты разными путями, то суммарная энтальпия (тепловой эффект) процесса на одном каком-либо пути равна суммарной энтальпии процесса на любом другом пути, т. е. не зависит от пути перехода от исходных веществ к конечным продуктам реакции.

При проведении термохимических расчетов используются также следующие частные формулировки закона Гесса, которые часто называют следствиями закона Гесса: энтальпия реакции равна сумме энтальпий сгорания исходных веществ за вычетом суммы энтальпий сгорания продуктов реакции. Энтальпия (тепловой эффект) реакции равна сумме энтальпий (теплот) образования продуктов реакции за вычетом энтальпий (теплот) образования исходных веществ.

Закон Кирхгофа (уравнение Кирхгофа) – один из законов термохимии: температурный коэффициент энтальпии (теплового эффекта) химической реакции равен разности сумм теплоемкостей продуктов реакции ()прод и исходных веществ ()исх. В математической форме закон Кирхгофа передается уравнением:

= ΔСр = ()прод – ()исх,

где υi – стехиометрический коэффициент.

Идеальное термодинамическое состояние системы – Такое воображаемое состояние системы, в котором все фазы (газообразные, жидкие и твердые растворы) ведут себя идеально. Химические потенциалы всех веществ в идеальном состоянии системы определяются уравнениями :

для газообразной фазы и

для жидких и твердых фаз,

где μо – стандартный химический потенциал, р – парциальное давление, x – мольная доля, R – универсальная газовая постоянная, Т – температура. Термодинамические характеристики в идеальном состоянии обозначаются символами с надстрочным индексом «ид».

Идеальный газ – Идеальное состояние газообразного вещества. Воображаемое состояние газообразного вещества, в котором справедливы законы идеального газа. Практически любое газообразное вещество ведет себя идеально, если его давление очень мало (стремится к нулю). Химический потенциал вещества в идеальном состоянии определяется уравнением:

,

где μо – стандартный химический потенциал, р – давление вещества, R – универсальная газовая постоянная, Т – температура.

Изобара химической реакции (изобара Вант-Гоффа) – Термодинамическое уравнение, выражающее зависимость константы равновесия Кр химической реакции от температуры. В наиболее строгой форме (дифференциальной форме) имеет вид

,

где ΔН – энтальпия химический реакции, Т – температура, R – универсальная газовая постоянная, Кр – константа равновесия, выраженная через равновесные фугитивности:

,

при допущении ΔН= f(T):