- •В. I. Бондар
- •Введение.
- •Глава I. Химическая термодинамика.
- •1. Основные понятия и величины.
- •2. Первое начало термодинамики.
- •3. Применение первого начала к характеристике идеальных термодинамических процессов.
- •4. Вычисление работы идеальных термодинамических процессов.
- •V1 до объема v2 при различных условиях.
- •Глава II. Теплоемкость.
- •Формы выражения теплоемкости.
- •2. Теплоемкость идеального газа.
- •3. Теплоемкость твердых тел.
- •4. Правило Неймана - Коппа.
- •5. Температурная зависимость теплоемкости.
- •6. Квантовая теория теплоемкости
- •Глава III. Применение первого начала к химическим процессам.
- •Термохимия – раздел термодинамики.
- •2. Связь тепловых эффектов химических реакций при постоянном объеме (qv) и давлении (qp).
- •3. Закон Гесса.
- •4. Следствия из закона Гесса.
- •5. Зависимость теплового эффекта химической реакции от температуры (уравнение Кирхгофа).
- •Глава IV. Второе начало термодинамики.
- •Содержание второго начала термодинамики.
- •2. Обратимые и необратимые процессы.
- •3. Коэффициент полезного действия тепловой машины. Цикл Карно.
- •4. Работа холодильника (теплового насоса).
- •5. Измерение рассеивания энергии. Энтропия.
- •6. Термодинамический взгляд на энтропию.
- •7. Вычисление энтропии.
- •8. Направление протекания процессов в изолированных системах и термодинамические условия равновесия.
- •9. Энергия Гиббса. Энергия Гельмгольца.
- •10. Направление протекания процессов в неизолированных системах и термодинамические условия равновесия.
- •11. Уравнение Гиббса - Гельмгольца.
- •12. Применение второго закона термодинамики к фазовым переходам. Уравнение Клаузиуса - Клапейрона.
- •13. Химическое равновесие. Закон действующих масс и константа равновесия.
- •14. Различные формы констант равновесия и связь между ними.
- •15. Уравнение изотермы химической реакции. Химическое сродство.
- •16. Направление реакций и условие равновесия.
- •17. Зависимость константы равновесия от температуры и давления.
- •18. Равновесие в гетерогенных системах.
- •19. Термическая диссоциация.
- •Глава V. Третий закон термодинамики.
- •Недостаточность I и II законов термодинамики для расчета химического сродства.
- •2. Тепловая теорема Нернста.
- •3. Следствия из тепловой теоремы Нернста.
- •4. Расчет абсолютных значений энтропии.
- •5. Применение таблиц термодинамических функций для расчетов равновесий.
- •Глава VI. Правило фаз.
- •1. Основные понятия и определения.
- •2. Уравнение правила фаз.
- •3. Геометрический образ уравнения состояния.
- •4. Однокомпонентные системы.
- •5. Двухкомпонентные системы.
- •5.1. Системы с неограниченной растворимостью
- •5.2. Системы с неограниченной растворимостью компонентов в жидком состоянии и ограниченной в твердом.
- •6. Трехкомпонентные системы.
- •VII Растворы.
- •1. Общая характеристика растворов и их классификация.
- •2. Закон Рауля.
- •3. Температура замерзания и кипения разбавленных растворов (следствия из закона Рауля).
- •4. Осмотическое давление растворов.
- •5. Закон Генри.
- •6. Закон распределения.
- •7. Парциальные молярные характеристики компонентов раствора.
- •8. Химический потенциал.
- •9. Термодинамика неидеальных растворов.
- •Глава VIII. Теория электролитов.
- •1. Растворы электролитов.
- •2. Теория электролитической диссоциации.
- •3. Сильные и слабые электролиты.
- •4. Электропроводность растворов электролитов.
- •5. Подвижность и числа переноса ионов.
- •Глава IX. Гальванические элементы.
- •1. Возникновение электродвижущих сил.
- •2. Термодинамика гальванического элемента.
- •3. Электродные потенциалы.
- •4. Классификация электродов и гальванических элементов.
- •Глава X. Кинетика гомогенных химических реакций.
- •1. Скорость химической реакции.
- •2. Молекулярность и порядок химической реакции.
- •3. Методы определения порядка химических реакций.
- •4. Сложные реакции.
- •5. Влияние температуры на скорость химических реакций. Энергия активации.
- •6. Теория активных столкновений.
- •7. Теория переходного состояния.
- •XI. Гетерогенные процессы.
- •Глава XII. Цепные реакции.
- •Глава XIII. Поверхностные явления.
1. Основные понятия и величины.
Следует точно определить основные понятия, термины и величины, используемые в термодинамике, ибо их нестрогое применение может привести к ошибочным заключениям.
Система - тело или группа тел, находящихся во взаимодействии и обособленные от окружающей среды.
Система называется термодинамической, если в ней происходит энерго- или массообмен.
Система называется изолированной, если она лишена возможности обмена веществом и энергией с окружающей средой.
Под состоянием системы понимают совокупность ее физико-химических свойств.
Термодинамические свойства системы это свойства, зависящие от давления (Р), температуры (Т), объема (V) и концентрации .
Давление, температура, объем и концентрация - термодинамические параметры.
Следовательно, состояние системы однозначно определяется уравнением:
, (1.1)
называемым уравнением состояния системы.
Энергия (W) - количественная мера движения материи.
Внутренная энергия (U) - одна из форм энергии, не зависящая от положения тела в пространстве, характеристик его движения.
Внутренная энергия равна сумме энергий поступательного, вращательного и колебательного движения всех структурных элементов системы.
Переход системы из состояния 1 в состояние 2 связан с изменением внутренней энергии U1-2=const вне зависимости от пути перехода. То есть изменение внутренней энергии системы не зависит от пути процесса, а определяется лишь исходным и конечным состояниями системы.
Такая функция называется функцией состояния.
Если обратиться к бесконечно малому изменению внутренней энергии системы (dU вместо ), то следует отметить, что dU обладает теми же свойствами, что и . Дифференциалы, обладающие такими свойствами называют полными дифференциалами функций и вычисляются:
если
U = f (V, T), (1.2)
то
, (1.3)
а интеграл по контуру полного дифференциала равен нулю:
. (1.4)
Уравнение (1.4) - одна из форм математического изображения I начала термодинамики.
Не все термодинамические функции являются функциями состояния. К ним относятся функции теплота (q) и работа (А). Количество теплоты, выделяемое или поглощаемое системой и количество работы, совершенной системой либо над системой зависят не только от характеристик исходного и конечного состояния системы, но и от того, как происходил переход от одного состояния к другому.
Теплота (q) и работа (А) - формы (способы) передачи энергии от одной системы (части системы) к другой. Бесконечно малые значения теплоты и работы обозначаются соответственно через и , т. к. знак дифференциала в этих случаях не применяется.
Энтальпия (Н) - термодинамическая функция, являющаяся функцией состояния как и внутренняя энергия (U). Ее величина определяется из простого соотношения:
Н = U + pV, (1.5)
где р - давление;
V - объем системы.
При рассмотрении процессов, происходящих в изохорических условиях удобно пользоваться внутренней энергией, а при рассмотрении изобарных процессов - энтальпией.