1.Основные понятия: система, уравнения состояния, температура (стр. 1 )

1.Основные понятия: система, уравнения состояния, температура.

Физ. Химия - наука, которая использует методы физики для изучения хим. процессов. 1.хим. термодин (попытка оценить состояние равновесия в хим. системе). 2.хим. кинетика (утсан. измен. состава системы в течении времени) 3.катализатор 4.повер. явления и абсорбция 5.электрохимия Система-часть матер мира, явл объектом т/д исследования. Все что за рамками-окр среда.  По характеру: 1.Открытая (с окр средой и обмен с ней вещ) 2.Закрытая  (с окр средой, нет обмена) 3.Изолированная (нет взаим с окр средой) 4.Адиабатная (закрытая т/д система, с окр средой, нет передачи энергии в виде тепла между системой)  2 класса: 1.Гетерогенные - сост из отд частей, разгран поверхностями раздела. При переходе через эту поверх хотя бы 1 свойство сист меняется скачкообразно. 2.Гомогенные-между любыми частями сист нет поверх раздела, св-ва одинаковы. Конденсированные т/д сист - состоят только из твердых или жидких фаз (гомоген часть гетерог сист, огран поверх раздела). Компонент - в-во, вход в сост т/д сист.  Экстенсивные т/д переменные – пропорциональны размеру т/д сист(m, v). Интенсивные т/д перемен – не зависят от размеров т/д сист(t, p). m/v=p(давление-интен). Э/Э=И.

Температура – интен т/д перемен, скаляр величина, характер интенсивность теплого движения. Уравнения состояния – сост сист в т/д смысле опред заданием массы сист, хим сост,  отдел фаз, t, давлением и объемом. Эти величины не зависимы друг от друга, но между ними сущ связи, которые опис ур-ями состояния.  Ур-е сост идеал газа   Ур-е Клайперона-Менделеева   R-универ газ постоянная = 8.314 Дж/мольК

2.Первое начало термодинамики: внутренняя энергия, теплота, работа, энтальпия, теплоемкость, закон Гесса, зависимость изменения энтальпии реакции от температуры. Первое начало т/д – частный случай общего з-на сохр энергии. При переходе в закрытой системе из нач сост 1 в конеч сост 2 получаемая от окр среды энергия в форме теплоты и работы определяется только сост 1 и2 и не зависит от пути перехода. Внутренняя энергия [U]=[Дж] – опред измен внутр энергии позвол получить опред кол-во теплоты и работы.  экстен т/д переменная, ее величина пропорц размеру сист. .  Теплота и работа – форма передачи энергии, не явл функц сост, их сумма-функц сост. +теплота-получена сист из окр среда. +работа - работа над сист.  . 1.Если взаим-е закр сист с окр средой хар-ся только переданным теплом, то 2.Если работой то   p=const. [Q]=[Дж]  Энтальпия – ф-я состояния системы, опред равенством:   [Дж]      Теплоемкость – опред как частная производ кол-ва теплоты к измен температуры   V=const – изохорная тепл-ть. p=const-изобарная тепл-ть.  [Cx]=[Дж/K]  Э/И=Э 1.уд тепл-ть 2.молярная тепл-ть – тепл-ть  1 моль в-ва. Cx:Сv;Cp [Cx]=[Дж/мольK]

Сp=a+bT+cT2 Закон Гесса.  Тепловой эффект р-ции при p=const и V=const  не звисит от пути р-ции, т. е. от промежут стадий и определ только нач и конеч сост вещ при усл, что ед работой, соверш системой явл работа расширения; t исх вещ и продуктов реакции одинакова. . С+1/2О2= СО 1)С+О2=СО2  ДH0298=-393,5кДж  2) СО+1/2О2=СО2(диоксид углерода) ДH0298=-282,98кДж  3) СО2= СО+1/2О2 ДH0298=282,98кДж  [1)+3)]  С+1/2О2=СО (монооксид угл-да)  ДH0298=-110,53кДж Энтальпия образования эл-та при любой t =0.  С+О2=СО2  ДH0298=-393,5кДж(измен энтальпии)  ДH0с=0  ДH0О2=0  ДH0СО2= ДH0298- ДH0с - ДH0О2  реакция образования моль соед из простых в-в.  Р-ция образования – р-ция получения в-ва из простых.  Зависимость изменения энтальпии реакции от температуры.  Рассмотри р-цию перехода в-ва от А к В.  этот процесс  может протекать при любой t.  T2>T1 

 

  Станд. усл. T=250C=298.15K  p=1атм=101325Па  Норм. усл  T=00C

 

3.Второе начало термодинамики: энтропия, зависимость изменения энтропии реакции от температуры. 

Энтропия S (экстен) – т/д ф-я состояния системы, определ тем, что ее диф dS при элемент равновес (обрат) процессе взаим-я закрыт сист с окр средой равен отношен бесконеч малого измен теплоты к т/д температуре.    [S]=[Дж/К]. Т/д процесс-измен сост т/д сист, хар-ся измен её т/д пермен.  Равновесный (квазиравн(почти)) процесс – идеализ т/д процесс, сост из непрерывнослед  друг за другом сост равновесия.  Обратимый процесс – т/д процесс, после которого сист и взаимод с ней окр среда могут возвратиться в нач сост, при этом не происх изм как в системе так и в окр среде. Необратимый процесс – т/д процесс, после которого сист и взаимод с ней окр среда  не могут возвратиться в нач сост, происх остаточ измен в сист или окр среде. Второе начало т/д – для любого элемент процесса  . – измен в сист необратимы. – обратимы.  и – изолир система.  Квазиравн процессы – процессы фазового перехода. (паробораз, конденс, сублимация (тв-газ), десублимация (газ-тв), кристализ, плав, полиморфный (из одной крист модификации в др)).  Фаз. переход  осущ за счет опред-ой постоянной t. []=[Дж/мольК]. , где - моляр тепплоём..  Если процесс необратимы, то разбиваем его на этапы, где каждый отрез – обратимый процесс, и считаем S.  Энтропия может быть “-“ т. к.  хар-ся  упорядоч-тью. Зависимость изменения энтропии реакции от температуры.