36. Третий закон термодинамики и его следствия.

При любом процессе, проводящемся при абсолютном нуле температур, изменение энтропии равно нулю независимо от изменения других параметров состояния.

Следствия:

1. теплоемкость любого тела при приближении к абсол.нулю, стремится к нулю.

2. невозможен такой процесс, в рез-те кот. тело могло бы быть охлаждено до абсолютного нуля (принцип недостижимости абсолютного нуля).

37. Превращения энергии при химических реакциях.

При химических взаимодействиях освобождается часть энергии в-в. Это химическая энергия. При хим.реакции происходит взаимное превращение химической энергии веществ с одной стороны, и тепловой, лучистой, электрической, механической с другой стороны.

38. Основные понятия термохимии.

Количество теплоты, выделяющееся при образовании 1 моля соединения из простых в-в называют теплотой образования данного соед-я. Тепло образования простых в-в при стандартных условиях (т=25 С, р=10^5 Па), принято равным нулю.

Величина теплового эффекта р-ции зависит от природы реаг.в-в и продуктов р-ции, их агрегатного состояния и температуры.

Теплотой сгорания топлива называют величину теплоты, выделившейся при сгорании 1 моля в-ва.

39. Первый закон термохимии. Термохимические уравнения.

Закон Лавуазье-Лапласса. Если при образовании какого-либо соединения выделяется/поглощается некоторое кол-во теплоты, то при разложении этого соединения в тех же условиях такое же кол-во теплоты поглощается/выделяется

Химические уравнения, в которых указано кол-во выделенной или поглощенной теплоты, а также агрегатное состояние реагир. в-в, назыв. термохимическим уравнениями.

40. Второй закон термохимии и его следствие.

Закон Гесса. Тепловой эффект реакции зависит только от начального и конечного состояния в-в и не зависит от промежуточных стадий процесса.

Следствие: тепловой эффект хим.р-ции равен сумме Теплов образования получающихся в-в за вычетом суммы Теплов образования исходных в-в. (причем оба суммирования проводят с учетом стехиомертич. коэф. в уравнении р-ции).

41. Термодинамические функции: внутренняя энергия, энтальпия.

Внутренняя энергия является однозначной функцией состояния вещества (или совокупности вещества) и зависит только от параметров состояния, тогда как по отдельности каждая из величин, определяющих внутреннюю энергию (теплота Q, работа W) зависит от пути процесса, переводящего реагенты в продукты. ( из 1 з-на т/д - количество теплоты Q, сообщенное системе, расходуется на увеличение ее внутренней энергии dU и на совершение работы W системой, т.е. Q = dU + W)

Другой функцией состояния системы является энтальпия – тепловой эффект реакции при постоянном давлении (dН).

42. Энергия Гиббса. Направленность химических процессов.

Самопроизвольное протекание изобарно-изотермического процесса определяется двумя факторами: энтальпийным, связанным с уменьшением энтальпии системы (ΔH), и энтропийным T ΔS, обусловленным увеличением беспорядка в системе вследствие роста ее энтропии. Разность этих термодинамических факторов является функцией состояния системы, называемой свободной энергией Гиббса (G, кДж)

G – энергия Гиббса. Энергия Гиббса - это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции и дающая таким образом ответ на принципиальную возможность протекания химической реакции.

G=H-TS или dG=dH-TdS

Самопроизвольно могут протекать реакции в направлении уменьшения dG<0

1. T0; dG=dH

2. T ∞; dG=-TdS

При низких температурах критерием направления самопроизвольного протекания р-ции первым приближением служит знак теплового эффекта р-ции, а при высоких – знак изменения энтропии. (при низк. – экзотерм., при высок. – привод. к увелич. числа мол-л).