Процеси є:

1) Оборотні. Які проходять у зворотному напрямку через ті самі проміжні стани без змін у системі та довкіллі.

2)Необоротні. Якщо при перебігу процесу в зворотному напрямку в системі або довкіллі відбуваються зміни

Необоротні процеси перебігають довільно лише в одному напрямку – наближенні до рівноважного стану.

Ізотермічний (T=const) Ізобаричний (P=const ) Ізохорний (V=const ) Адіабатичний (Q=0 )

Мірою руху (основною властивістю матерії) є енергія. Це невідємна властивість системи.

Розрізняють: кінетичну, або енергію руху і потенціальну, або енергію положення та взаємодії частинок системи.

Повна енергія = кінетична + потенціальна як цілого + внутрішня енергія системи.

Внутрішня енергія системи U – загальний запас енергії, що складається з кінетичної енергії руху її складових частин ( молекул, атомів, іонів, електронів, тощо ) та потенціальної енергії їхньої взаємодії без урахування кінетичної енергії системи та потенціальної енергії її положення. Величина U залежить від природи тіла (тіл), його (їхньої) маси, хімічного складу та параметрів, що зумовлюють стан системи P,V,T. Внутрішня енергія, віднесена до 1 моля як усі Т/д функції, є функцією системи. Її називають молярною внутрішньою енергією U (Дж/моль).

Абсолютну величину U розрахувати неможливо.

Але для термодинамічного аналізу системи достатньо знати лише приріст внутрішньої енергії ∆U або її зменшення. Приріст ∆U може бути додатнім або відємним.

∆U=U_K-U_n

У термодинаміці поряд з внутрішньою енергією широко використовують поняття ентальпія H.

Ентальпія – це енергія системи при сталому тиску. Чисельно вона дорівнює сумі внутрішньої енергії U та потенціальної енергії pV.

H=U+pV

Ентальпія, як і внутрішня енергія є функцією стану.

Для хімічних та інших процесів, що звичайно перебігають при P=Const важливо знати не U, а H, оскільки остання враховує енергію, яка витрачається на зміну обє’му системи. Як і у випадку U, звичайно оперують величиною

∆H=H_K+H_n

Передача енергії від системи до оточуючого середовища і навпаки відбувається у вигляді роботи A і теплоти Q.

Робота (A)- це упорядкована форма передачі енергії. При передачі енергії у вигляді роботи система розвиває певним чином напрямлену силу, за рахунок якої виконується робота над іншою системою, до якої ця сила прикладена.

Роботу, що виконує система над довкіллям умовимося вважати додатною A > 0 (+A), а роботу , що виконується над системою – від’ємного.

A < 0 (-A)

Передача енергії від однієї системи до іншої внаслідок неупорядкованого (хаотичного) руху молекул називають теплотою Q. +Q – додатна теплота – умовно називають кількість теплоти (ДЖ), яку система одержує від довкілля, а відє’мна теплота (-Q) – кількість теплоти, яку система віддає довкіллю.

Теплоємність – кількість теплоти, яка потрібна для нагрівання речовини на 1К.

Теплоємність молярна – кількість теплоти, яку отримує 1моль речовини при збільшенні температури на 1 градус (в ДЖ/(моль. К)

При p=const

, вірніше Cp= ( ,

- ізобарна теплоємкість.

Теплоємкість питома – для нагрівання 1гр. речовини (дж/ч.к)

Середня теплоємність C=

Частична теплоємкість при заданій температурі C=

Відповідно

При V= –ізохорна теплоємність.

Теплоэмнысть при постыйному P і V , як H іU відрізняються на величену роботи, яка необхідна для зміни об’єму системи.

Оскільки в процесі при p=const виконується робота, то для збільшення температури системи на одиницю треба більше теплоти. Ось чому C_p>C_v

C_p=C_v+R C_p-C_v=R – це є робота ізобаричного розширення 1 моля ідеального газу при ∆T=1_K

Для рідин і твердих тіл Cp≈Cv