- •Первый закон термодинамики. Внутренняя энергия-функция состояния системы.
- •Энтальпия.
- •4. Приложение первого закона термодинамики к идеальным газам (изохорный, изобарный процессы).
- •5. Приложение первого закона термодинамики к идеальным газам (изотермический, адиабатический процессы).
- •6. Теплоемкость и ее зависимость от температуры.
- •7. Закон Гесса – основной закон термохимии.
- •8.Уравнение Кирхгоффа в дифференциальной форме.
- •9.Уравнение Киргоффа в интегральной форме.
- •10.Второй з-н термодинамики. Понятие и определение.
- •11. Работа обратимого и необратимого процесса.
- •12. Цикл Карно.
- •13. Энтропия обратимых процессов.
- •14. Энтропия необратимых процессов.
- •15. Смысл энтропии:
- •16.Вычисление энтропий в различных условиях.
- •17. Свободная энергия Гельмгольца.
- •18. Свободная энергия Гиббса.
- •19. Уравнения Гиббса- Гельмгольца.
- •20. Химический потенциал.
- •21. Химический потенциал идеального и реального газа. Летучесть(или фугетивность).
- •22. Закон действующих масс. Константа равновесия.
- •23. Изотерма химической реакции Вант-Гофа.
- •24. Уравнение изобары.
- •25. Уравнение изохоры.
- •1Первый закон термодинамики. Внутренняя энергия-функция состояния системы.
24. Уравнение изобары.
Уравнение позволяет определить зависимость константа равновесия от температуры и константу концентрации от температуры.
∆rG= – RTlnKp+RT∑i1 nilnPi (1)
Kp=f(T)
∆rG= ∆rH – T∆rS
∆rG= ∆rH + T(∂∆rG /∂T)p (2)
Воспользуемся уравнением Вант-Гофа и уравнением Гиббса-Гельмгольца.
dG/dT=R∑i1 nilnPi – RlnKp – RT(dlnKp/dT) (3)
Совместно решаем уравнения 1, 2, 3.
– RTlnKp+RT∑i1 nilnPi= ∆rH + RT∑ nilnPi – RTlnKp – RT2 dlnKp/dT
dlnKp/dT=∆rH/ RT2 – уравнение изобары.
25. Уравнение изохоры.
Устанавливаем зависимость константы от температуры, позволяя определить, в каком направлении сместиться равновесие. Если изменить данный термодинамический параметр.
Kс=f(T)
Kp=Kc*(RT)∆n
LnKp=lnKc+∆nlnRT, величиной R, как величиной постоянной можно принебречь.
Продифференцируем данное выражение по T.
dlnKp/dT= dlnKс/dT+∆n/T
dlnKс/dT= dlnKp/dT – ∆n/T=(∆rH – RT∆n)/ RT2
dlnKс/dT==∆rH/ RT2
∆n/T=(∆rH – RT∆n)/ RT2
∆rH=∆U+P∆V=∆U+∆nRT
∆rH/ RT2==(∆U+∆nRT –∆nRT)/ RT2
dlnKc/dT=∆U/ RT2 – уравнение изохоры.
1Первый закон термодинамики. Внутренняя энергия-функция состояния системы.
2. Связь внутренней энергии с термодинамическими параметрами (U=f(V,T); U=f(p,T)).
3Энтальпия.
4. Приложение первого закона термодинамики к идеальным газам (изохорный, изобарный процессы).
5. Приложение первого закона термодинамики к идеальным газам (изотермический, адиабатический процессы).
6. Теплоемкость и ее зависимость от температуры.
7. Закон Гесса – основной закон термохимии.
8.Уравнение Кирхгоффа в дифференциальной форме.
9.Уравнение Киргоффа в интегральной форме.
10.Второй з-н термодинамики. Понятие и определение.
11. Работа обратимого и необратимого процесса.
12. Цикл Карно.
13. Энтропия обратимых процессов.
14. Энтропия необратимых процессов.
15. Смысл энтропии:
16.Вычисление энтропий в различных условиях.
17. Свободная энергия Гельмгольца.
18. Свободная энергия Гиббса.
19. Уравнения Гиббса- Гельмгольца.
20. Химический потенциал.
21. Химический потенциал идеального и реального газа. Летучесть(или фугетивность).
22. Закон действующих масс. Константа равновесия.
23. Изотерма химической реакции Вант-Гофа.
24. Уравнение изобары.
25. Уравнение изохоры.