- •Министерство высшего образования
- •Введение
- •1. Химическая термодинамика предмет и задачи термодинамики
- •1.1 Основные понятия и определения химической
- •1.2 Первый закон термодинамики
- •1.3 Применение первого закона термодинамики к процессам в любых системах
- •1.6 Теплоемкость. Связь теплоемкости с
- •1.7 Зависимость теплового эффекта oт температуры.
- •1.8 Второй закон термодинамики
- •1.9 Энтропия
- •1.10 Второй закон термодинамики для обратимых и
- •1.12 Постулат планка.Вычисление абсолютной энтропии
- •1.14 Энергия гельмгольца (изохорно-изотермический
- •1.15 Энергия гиббса (изобарно-изотермический
- •1.16 Уравнение гиббса-гельмгольца
- •1.17 Характеристические функции
- •1.18 Химический потенциал.Летучесть
- •1.20 Уравнение изотермы реакции
- •1.21 Зависимость константы равновесия от температуры
- •1.23 Тепловая теорема нернста
- •1.24 Расчет химического равновесия с помощью
- •2. Фазовые равновесия
- •2.1 Общие понятия
- •2.2 Условия фазового равновесия
- •2.3 Правило фаз гиббса
- •2.4 Уравнение клаузиуса-клапейрона
- •2.5 Однокомпонентная система воды
- •2.6 Диаграммы состояния двухкомпонентных
- •2.6.1 Система с неограниченной растворимостью
- •2.6.3 Система с ограниченной растворимостью
- •2.7 Трехкомпонентные системы
- •3. Растворы
- •3.1 Характеристика растворов
- •3.2 Закон рауля
- •3.5 Жидкие бинарные системы. Идеальные растворы
- •3.6 Растворы с положительными и отрицательными
- •3.7 Состав паровой фазы над растворами. Законы
- •3.7.1 Диаграммы состав – давление пара (температура
- •3.7.2 Перегонка. Ректификация
- •Ректификация
- •3.8 Термодинамика концентрированных
- •3.10 Растворимость твердых тел в жидкостях
- •3.12Распределение растворенного вещества между
- •4.2 Математическое описание волнового движения
- •4.3 Уравнение шредингера
- •4.4 Решение уравнения шредингера
- •4.7 Распространение волнового уравнения на
- •4.8 Атомные термы
- •5.1 Ионная связь. Энергия кристаллической решетки
- •5.2 Ковалентная связь
- •5.4 Расчет молекулярного иона водорода
- •5.7 Квантовохимические представления о координационных соединениях
- •5.9 Водородная связь
- •6.1 Дипольный момент молекул
- •Содержание
- •1.Химическая термодинамика
- •2.Фазовые равновесия
- •3.Растворы
- •4.Строение атомов
- •5.Химическая связь
- •6.Электрические и магнитные свойства молекул
1.10 Второй закон термодинамики для обратимых и
НЕОБРАТИМЫХ ПРОЦЕССОВ
Представим, что система переходит из начального состояния в конечное двумя путями - обратимо и необратимо.
Qобр =U + Wобр
Qнеобр=U + Wнеобр
т.к. величина ΔU определяется только начальным и конечным состоянием системы и поэтому одинаковы в обоих процессах.
Wнеобр< Wобр
следовательно Qнеобр< Qобр
Для обратимого процесса
Qобр = TdS
dS =
S = S2 – S1 =
= 0
dS = 0
S = 0
Для необратимого процесса
Qнеобр<TdS
dS >
S >
< 0
dS > 0
S > 0
TdS dU + W
TdS dU + PdV
При протекании в изолированной системе обратимого процесса энтропия системы остается постоянной
S = 0
Если в ней будет протекать неравновесный процесс, то энтропия будет возрастать
S > 0
В общем случае в изолированной системе
S 0
Исследуя энтропию, очевидно можно предсказывать направление процесса. Если в изолированной системе для какого-либо процесса энтропия возрастает, то процесс возможен (может протекать самопроизвольно),если энтропия согласно расчета должна убывать, то процесс невозможен. При постоянстве энтропии процесс равновесен.
Причем при равновесии энтропия достигает максимально возможного значения.
1.11 ИЗМЕНЕНИЕ ЭНТРОПИИ В РАЗЛИЧНЫХ ПРОЦЕССАХ
Для расчета изменения энтропии при равновесных процессах используется соотношение
dS=
1.Изменение энтропии при фазовых превращениях
Фазовые превращения происходит при постоянной температуре
dS = QР
S = S2 – S1 = =,
где НФП- теплота фазового перехода, Т - температура фазового перехода. Энтропия при фазовых превращениях изменяется скачком.
2.Изменение энтропии при изотермическом расширении (сжатии) моля газа
S = =Rdln
Q = RT dln
S = R ln
3.Изменение энтропии при нагревании системы
dS = = CР
S = CР =CР dlnT
S = CР ln
CР = a + bT + c T2
S = aln+ b(T2 – T1) + (T22 – T12)
4.Изменение энтропии идеального газа
Q=dU+W
Q = nCV dT + PdV
= dS = nCV += P/T = nR/V
= nCV dlnT + nRdlnV = nCP dlnT - nRdlnP
S = nCV ln+ nRln= nCP ln– nRln
а) изотермический процесс
S = nRln= nRln
б) изохорический процесс
S = nCV ln
в) изобарный процесс
S=nCPln