Лекция 2. Второй и третий законы термодинамики. Термодинамические потенциалы

Save this PDF as:
 WORD  PNG  TXT  JPG

Размер: px
Начинать показ со страницы:

Download "Лекция 2. Второй и третий законы термодинамики. Термодинамические потенциалы"

Транскрипт

1 Лекция 2 Второй и третий законы термодинамики. Термодинамические потенциалы

2 Второй закон термодинамики Второй закон термодинамики устанавливает критерии самопроизвольного протекания процессов и равновесного состояния термодинамических систем. Согласно второму закону термодинамики критериями самопроизвольности процессов и равновесного состояния термодинамических систем является изменение энтропии.

3 ФОРМУЛИРОВКА ВТОРОГО ЗАКОНА ТЕРМОДИНАМИКИ Любой самопроизвольный процесс в изолированной системе приводит к возрастанию энтропии этой системы (ds>0). Самопроизвольный процесс приводит систему к состоянию равновесия, при котором энтропия достигает своего максимального значения (ds=0). Другими словами, энтропия изолированной системы не может убывать.

4 Следует также понимать, что энтропия неизолированных систем может изменяться за счёт теплообмена с внешней средой: ds = δq обр /T (дифференциальная форма уравнения) или S = Q обр /T (интегральная форма уравнения), где δq бесконечно малое количество теплоты, отданное окружающей среде или полученное от неё при обратимом проведении процесса; T абсолютная температура, при которой происходит процесс; Таким образом, энтропия неизолированной системы может повышаться или понижаться за счёт теплообмена с окружающей средой в соответствии с тем, положительна или отрицательна величина δq.

5 Изменение энтропии в изолированных системах 1. Одним из примеров самопроизвольного процесса в изолированной системе является изотермическое расширение идеального газа: δq = du + pdv du = C V dt δq = C V dt + pdv, но dt = 0 δq = pdv, поскольку pv = RT, то p = RT/V δq = RT dv/v Проинтегрируем это выражение: Q = RT dv/v = RTln(V 2 /V 1 ) V 1 v 2 Поскольку температура остается постоянной, выражение для изменения энтропии имеет вид: Q/T = S 2 S 1 = S = R ln(v 2 /V 1 ) S = nrln(v 2 /V 1 ) Поскольку V 2 >V 1, отношение V 2 к V 1 всегда больше единицы, и поэтому изменение энтропии положительно. Таким образом, увеличение объёма, то есть, расширение, при постоянной температуре сопровождается ростом энтропии.

6 Изменение энтропии при различных процессах 1. Фазовые переходы (изотермические процессы) Фазовые переходы протекают при постоянной температуре (температура плавления, температура кипения и т.д.), то есть, являются изотермическими. Следовательно, для фазовых переходов 1 моль вещества имеем: S ф.п. = H ф.п. / T ф.п.

7 2. Изменение энтропии, обусловленное изменениями температуры Нагревание вещества сопровождается увеличением, а охлаждение уменьшением энтропии. а) изобарный процесс (р = const) δq = C p dt, тогда S = C p (dt/t) = C p ln(t 2 /T 1 ) б) изохорный процесс (V = const) T2 T2 T1 δq = C V dt, тогда S = C V (dt/t) = C V ln(t 2 /T 1 ). T1

8 3. Изменение стандартной энтропии в ходе химической реакции Энтропия 1 моль вещества в его стандартном состоянии при Т = 298 К называется стандартной энтропией S 0. Изменение стандартной энтропии в ходе химической реакции вычисляется по уравнению: S 0 = S 0 прод. - S 0 исх.

9 Статистический характер второго закона термодинамики Второй закон термодинамики является не абсолютным законом природы, подобно первому закону, а статистическим законом, который соблюдается с высокой степенью точности для значительных количеств частиц системы. Следует различать макро- и микросостояния системы: а) макросостояние характеризуется макропараметрами (температура, давление, объем, внутренняя энергия и т.д.); б) микросостояние характеризуется конкретным расположением отдельных частиц (молекул, атомов и т.д.) в данный момент времени в пространстве и их скоростью.

10 Очевидно, что одно и то же макросостояние может реализоваться множеством различных микросостояний. Максимальное число микросостояний, через которое реализуется данное макросостояние, называется термодинамической вероятностью (W). Энтропия и её связь с термодинамической вероятностью системы. Формула Больцмана. Формула Больцмана для системы с равновероятными микросостояниями: S = k lnw, где k = R/N A = 1, Дж/К, имеющая размерность энергии, отнесенной к температуре и одной частице. Изменение же энтропии в процессе определяется изменением числа W: S = S 2 S 1 = k ln(w 2 /W 1 )

11 Третий закон термодинамики Формулировка: При температуре абсолютного нуля (T = 0 K) все идеальные кристаллические вещества имеют одинаковую энтропию, равную нулю. Третий закон термодинамики находится в согласии с формулой Больцмана (S = k lnw), так как для идеального кристалла при абсолютном нуле W = 1, следовательно S = k lnw = k ln1 = 0; S = 0. Третий закон термодинамики используется для вычисления абсолютных энтропий веществ при любой температуре T.

12 Абсолютная энтропия. Стандартная энтропия Энтропия любого химического соединения при абсолютном нуле температуры является нулевой и может быть принята за начало отсчёта при определении абсолютного значения энтропии вещества при любой температуре. Абсолютное значение энтропии вещества в стандартном состоянии (T = 298K, p = 1 атм, n = 1 моль) стандартная энтропия вещества.

13 Рассчитаем изменение энтропии некоторого вещества при нагревании от абсолютного нуля до температуры T при постоянном давлении. Для расчёта абсолютной энтропии веществ надо знать зависимость C p от T для каждой из фаз, а также температуры и энтальпии фазовых переходов. Например, абсолютная энтропия газообразного вещества при температуре T складывается из следующих составляющих: В термодинамических таблицах приводятся значения абсолютной энтропии при T = 298 К. В этом случае абсолютная энтропия вещества при температуре T равна:

14 Термодинамические потенциалы Функция состояния, по изменению которой можно судить о максимальной полезной работе обратимого процесса и возможности его самопроизвольного протекания, называется термодинамическим потенциалом. Посредством термодинамического потенциала и его производных по паре естественных независимых переменных могут быть выражены недостающие параметры и функции состояния системы.

15 Термодинамическими потенциалами принято считать 4 термодинамические функции: 1. U при условии постоянства V и S (изохорноизоэнтропийный потенциал) 2. H при условии постоянства p и S (изобарноизоэнтропийный потенциал) 3. F при условии постоянства T и V (изохорноизотермический потенциал) 4. G при условии постоянства p и T (изобарноизотермический потенциал) Метод использования с помощью термодинамических потенциалов базируется на применении в объединенного уравнения первого и второго законов термодинамики для обратимых процессов

16 Объединенное уравнение 1-го и 2-го законов термодинамики δq = du + pdv + δa max; δq = TdS TdS = du + pdv + δa max - δa max = du + pdv TdS (1) 1) Изохорно-изоэнтропийный потенциал (V, S = const) - δa max = du; -A max = U; A max = - U Если A max > 0, т.е. если система совершает полезную работу, то U < 0. Иными словами, если в системе протекает обратимый переход из состояния 1 в состояние 2 при постоянных объеме и энтропии и при этом система совершает некоторую полезную работу A max, то внутреняя энергия в этом процессе уменьшается (U 1 > U 2 ), и полезная работа A max равна убыли внутренней энергии.

17 2) Изобарно-изоэнтропийный потенциал (p, S= const) -δa max = du + pdv TdS (1) -δa max = du + pdv = d(u + pv); A max = - H Если A max > 0, т.е. если система совершает полезную работу, то Н < 0. Иными словами, если в системе протекает обратимый переход из состояния 1 в состояние 2 при постоянных давлении и энтропии и при этом система совершает некоторую полезную работу A max, то энтальпия в этом процессе уменьшается (Н 1 > Н 2 ), и полезная работа A max равна убыли энтальпии.

18 3) Изохорно-изотермический потенциал (V, T=const) (энергия Гельмгольца) -δa max = du + pdv TdS (1) -δa max = du TdS = d(u TS) = df; A max = - F Если A max > 0, т.е. если система совершает полезную работу, то F < 0. Иными словами, если в системе протекает обратимый переход из состояния 1 в состояние 2 при постоянных объеме и температуре и при этом система совершает некоторую полезную работу A max, то энергия Гельмгольца в этом процессе уменьшается (F 1 > F 2 ), и полезная работа A max равна убыли энергии Гельмгольца.

19 4) Изобарно-изотермический потенциал (p, T =const) (энергия Гиббса) -δa max = du + pdv TdS -δa max = d(u + pv TS) = d(h TS) = -dg; -A max = - G Если A max > 0, т.е. если система совершает полезную работу, то G < 0. Иными словами, если в системе протекает обратимый переход из состояния 1 в состояние 2 при постоянных давлении и температуре и при этом система совершает некоторую полезную работу A max, то энергия Гиббса в этом процессе уменьшается (G 1 > G 2 ), и полезная работа A max равна убыли энергии Гиббса.

20 В химической термодинамике используются только два термодинамических потенциала из четырех: энергия Гельмгольца F и энергия Гиббса G, главным образом G, так как в подавляющем большинстве случаев реакции протекают при условии р, Т = const. Изменение энергии Гельмгольца и энергии Гиббса в самопроизвольных процессах Термодинамические потенциалы можно рассматривать как критерии направленности процесса и равновесия в термодинамических системах: в ходе самопроизвольного процесса в соответствующих условиях (при x, y = const) термодинамические потенциалы уменьшаются ( П x,y < 0; П2 < П1) и достигают минимума при равновесии ( П x,y = 0; П2 = П1).

21 Так, в случае самопроизвольного протекания процесса при V, T = const, F V,T < 0, а при p, T = const, G p,t < 0. При равновесии F V,T = 0, G p,t = 0. Поскольку большинство реакций протекает при условии постоянства давления и температуры, то в качестве критериев направленности процесса и равновесия в системе выступает изменение энергии Гиббса G.

22 Рассмотрим способы расчёта G Для количественных расчётов изменения энергии Гиббса пользуются справочными данными величин стандартных энергий Гиббса образования вещества ( G 0 f, 298). 1) G 0 r = G 0 f продуктов - G 0 f исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции. 2) G 0 r = H 0 r - T S r, где H 0 r = H 0 f продуктов - H 0 f исходных веществ, S 0 r = S 0 продуктов - S 0 исходных веществ, T = 298 K

23 Для расчётов изменения свободной энергии Гиббса при температурах, отличных от стандартной: G T = H T - T S T, где H T = H C 0 p, 298 (T 298) S T = S C 0 p, 298 ln(t/298)

24 Дифференциалы термодинамических потенциалов для закрытых систем постоянного состава

25 Внутренняя энергия Для закрытой системы постоянного состава, в которой может совершаться только работа расширения: δq = du + pdv; δq = TdS; TdS = du + pdv; du = TdS pdv Внутренняя энергия U является функцией двух переменных энтропии (S) и объёма (V): U=f(S, V) Это уравнение называют фундаментальным уравнением для закрытой системы постоянного состава, которая может совершать только работу расширения. Частные производные внутренней энергии: а) V=const; dv=0; du=tds; ( U/ S) V =T б) S=const; ds=0; du=-pdv; ( U/ V) S = -p Таким образом, через первые производные термодинамического потенциала U (по переменным V и S) определяются недостающие параметры состояния системы Т и р. Полный дифференциал функции U: du = ( U/ S) V ds + ( U/ V) S dv

26 Энтальпия H = U + pv; dh = du + pdv + Vdp; dh = TdS pdv + pdv + Vdp = TdS + Vdp dh = TdS + Vdp Энтальпия H является функцией двух переменных энтропии (S) и давления (p): H=f(S, p) Частные производные энтальпии: а) p=const; dp=0; dh=tds; ( H/ S) p =T б) S=const; ds=0; dh= Vdp; ( H/ p) S = V Следовательно, через первые производные термодинамические потенциала Н определяются недостающие параметры состояния системы по независимым переменным р и S. Полный дифференциал функции H: dh = ( H/ S) p ds + ( H/ p) S dp

27 Энергия Гельмгольца Для нахождения полного дифференциала функции F продифференцируем уравнение F = U TS: df = du TdS SdT (1) δq = du + pdv, δq = TdS; TdS = du + pdv, du = TdS pdv (2) После подстановки уравнения (2) в уравнение (1) получим: df = TdS pdv TdS SdT = SdT pdv, df = SdT pdv (3) Энергия Гельмгольца F является функцией двух переменных объёма (V) и температуры (T): F=f(V, T) Из уравнения (3) находим частные производные ( F/ T) V = -S; ( F/ V) T = -p, Видно, что по функции F и ее первым производным при независимых переменных Т и V можно определить недостающий параметр р и функцию S. Полный дифференциал функции F df = ( F/ V) T dv + ( F/ T) V dt Для химических реакций можно записать: ( ΔF/ T) V = - ΔS; ( ΔF/ V) T = - Δp,

28 Энергия Гиббса Для нахождения полного дифференциала функции G продифференцируем уравнение G = H TS: dg = dh TdS SdT (1) H = U + pv; dh = du + pdv + Vdp (2) После подстановки уравнения (2) в уравнение (1) получим: dg = du + pdv + Vdp TdS SdT (3) Из объединенного уравнения 1-го и 2-го законов термодинамики имеем: du = TdS pdv (4) После подстановки уравнения (4) в уравнение (3) получим: dg = TdS pdv + pdv + Vdp TdS SdT, dg = Vdp SdT (5) Энергия Гиббса G является функцией двух переменных давления (p) и температуры (T): G=f(p, T) Из уравнения (5) находим частные производные. ( G/ p) T = V; ( G/ T) p = - S Следовательно, по функции G через ее первые производные пои независимых переменных Т и р можно определить недостающий параметр V и функцию S. dg = ( G/ p) T dp + ( G/ T) p dt Для химических реакций можно записать: ( ΔG/ p) T = ΔV; ( ΔG/ T) p = - ΔS

29 du = TdS pdv dh = TdS + Vdp df = SdT pdv dg = SdT + Vdp Четыре эквивалентные формы основного уравнения термодинамики, которое объединяет первый и второй законы термодинамики. Эти уравнения записаны в упрощенном виде только для закрытых систем постоянного состава, в которых совершается только механическая работа. Зная любой из четырех потенциалов как функцию естественных переменных, можно с помощью основного уравнения термодинамики найти все другие термодинамические функции и параметры системы. Схема соотношений между термодинамическими потенциалами. H U pv TS F pv TS G

30 Следует отметить, что все вышеприведенные соотношения справедливы только для закрытых систем постоянной массы и состава. Они применимы, например, для процессов фазовых превращений (испарение, плавление, кристаллизация и т.д). Для открытых же систем, в которых масса и состав могут изменяться за счёт выведения или добавления вещества, или за счёт протекания химической реакции, внутренняя энергия U, энтальпия H, энергия Гельмгольца F и энергия Гиббса G являются также функцией количества образующих данную систему индивидуальных компонентов.

31 Уравнения Гиббса-Гельмгольца Уравнения Гиббса-Гельмгольца это термодинамические соотношения, устанавливающие связь между внутренней энергией (U) и энергией Гельмгольца (F), или между энтальпией (H) и энергией Гиббса (G): F = U + T( F/ T) V (1) G = H + T( G/ T) p (2) Эти уравнения выражают зависимость F и G от температуры для индивидуального вещества. Уравнение (1) следует из определения энергии Гельмгольца (F = U TS) и выражения для энтропии S = -( F/ T) V Уравнение (2) из определения энергии Гиббса (G = H TS) и выражения для энтропии S = -( G/ T) p

32 Если система переходит из состояния 1 «реагенты» в состояние 2 «продукты», то эти уравнения можно записать для изменений соответствующих потенциалов в результате протекания химической реакции: F = U + T( F/ T) V (3) G = H + T( G/ T) p (4) Эти уравнения также известны под названием «уравнения Гиббса-Гельмгольца» для процессов. Они позволяют получить зависимость F и G от T. Преобразуем уравнение (4) в более явную и удобную форму. Сделаем перегруппировку и разделим обе части на T 2 [( G/ T) p ]/T - G/T 2 = - H/T 2

33 [ ( G/T)/dT] p = - H/T 2 1) H < 0, [ ( G/T)/ T] p > 0, значит с увеличением T растёт ( G/T). Поскольку T всегда > 0, то G > 0, то есть, с увеличением T G увеличивается ( G становится менее отрицательной величиной более положительной). 2) H > 0, [ ( G/T)/ T] p < 0, значит с увеличением T снижается ( G/T). Поскольку T всегда > 0, то G < 0, то есть, с увеличением T G уменьшается ( G становится менее положительной более отрицательной величиной).

34 Химический потенциал. Фундаментальные уравнения для открытых систем.

35 Понятие о химическом потенциале До сих пор мы рассматривали случаи, в которых изменение энергии системы было следствием сообщения или отнятия теплоты или результатом совершения работы. В открытых же системах масса и состав могут изменяться. Ясно, что появление в открытой системе некоторого количества вещества или удаление его из системы должно сказаться на запасе энергии системы. Поэтому энергия Гиббса, энергия Гельмгольца, энтальпия и внутренняя энергия являются также функцией количества образующих данную систему индивидуальных компонентов.

36 Рассмотрим это на примере энергии Гиббса: G = f(p, T, n 1, n 2, n k ), где n 1, n 2, n k это число молей 1, 2, k-го компонента. Поэтому полный дифференциал энергии Гиббса dg будет складываться не только из изменения энергии Гиббса в результате изменения давления и температуры (на dp и dt, соответственно), но и изменения энергии Гиббса в результате изменения числа молей каждого компонента (1-го на dn 1, 2-го на dn 2, k- го на dn k ).

37 dg = ( G/ p) T,n1,n2, nk dp + ( G/ T) p,n1,n2, nk dt + ( G/ n 1 ) T,p,n2, nk dn 1 + ( G/ n 2 ) T,p,n1,n3, nk dn 2 + ( G/ n k ) T,p,n1,n2, n(k-1) dn k, либо dg = ( G/ p) T,n1,n2, nk dp + ( G/ T) p,n1,n2, nk dt + ( G/ n i ) T,p,j i dn i (1) (индекс j i постоянное количество всех dn i компонентов, кроме n i ) Обозначим частную производную энергии Гиббса по количеству i-го вещества при постоянных давлении, температуре и количествах всех остальных веществ ( G/ n i ) T,p,j i = μ i и назовем химическим потенциалом i-го компонента в системе данного состава

38 С учётом того, что ( G/ p) T = V, ( G/ T) p = -S, уравнение (1) принимает вид dg = -SdT + Vdp + μ i dn i Полные дифференциалы для остальных термодинамических потенциалов имеют следующий вид: df = -SdT pdv + μ i dn i du = TdS pdv + μ i dn i dh = TdS + Vdp + μ i dn i Таким образом, из приведенных выше уравнений следует: μ i = ( U/ ni) S,V,nj = ( H/ ni) S,p,nj = ( F/ ni) T,V,nj = ( G/ ni) T,p,nj Таким образом, химический потенциал можно определить как изменение любого вида энергии, сопровождающее изменение количества вещества в системе.

39 Химический потенциал i-го компонента многокомпонентной системы равен частной производной от любого из термодинамических потенциалов по количеству этого компонента при постоянных значениях остальных термодинамических переменных, определяющих данный термодинамический потенциал. Особенно важным является выражение, связывающее химический потенциал с энергией Гиббса: μ i = ( G/ ni) T,p,nj

40 Величина μ i представляет собой бесконечно малое изменение энергии Гиббса, которое происходит в результате изменения количества молей данного i- го компонента на бесконечно малую величину dni при постоянных давлении, температуре и числах молей всех других компонентов, кроме i-го. Но, поскольку dni бесконечно мало, а числа молей всех других компонентов, кроме i-го, не меняются, то можно считать, что i-ый компонент добавляется в систему при постоянном составе системы. Часто химический потенциал μ i относят к 1 молю добавляемого компонента, отсюда можно сформулировать физический смысл химического потенциала.

41 Физический смысл химического потенциала Это изменение энергии Гиббса однородной многокомпонентной системы при добавлении к ней 1 моль данного компонента при постоянных давлении, температуре и составе системы (то есть, добавление должно происходить при бесконечно больших количествах всех компонентов, чтобы состав системы не изменился). Химический потенциал относится к числу вычисляемых, но не измеряемых на опыте параметров.

42 Химический потенциал характеризует способность рассматриваемого компонента к выходу из данной фазы (путём испарения, растворения, кристаллизации и т.д.) или к выходу из данного состояния при химическом взаимодействим. В многофазных (гетерогенных) системах переход данного компонента может происходить самопроизвольно только из фазы, где его химический потенциал больше, в фазу, в которой его химический потенциал меньше. Такой переход сопровождается уменьшением химического потенциала этого компонента в 1-й фазе и увеличением во 2-й.

43 В результате, разность между химическими потенциалами данного компонента в этих двух фазах уменьшается и при достижении равновесия химический потенциал компонента становится одинаковым в обеих фазах. В любой равновесной гетерогенной системе химический потенциал каждого компонента одинаков во всех фазах.

44 Понятие химического потенциала имеет некоторую аналогию с понятием температуры. Как в состоянии теплового равновесия система должна иметь одинаковую температуру, так и при постоянных давлении и температуре в состоянии равновесия химические потенциалы каждого компонента должны быть одинаковыми по всей системе, в любой из имеющихся фаз. Таким образом, в неравновесных системах любой компонент будет стремиться из состояния с более высоким химическим потенциалом в состояние с более низким потенциалом до тех пор, пока не установится равновесие.

45 Рассмотрим диссоциацию слабой кислоты. HA + Н 2 О Н 3 О + + A - В процессе диссоциации концентрация недиссоциированных молекул снижается, а концентрации ионов растут. Поэтому химический потенциал НА снижается, а сумма химических потенциалов Н + и А - растёт. Когда сумма химических потенциалов продуктов станет равной сумме химических потенциалов реагентов система достигнет состояния равновесия. Таким образом, разность величин μ определяет направление химических реакций, фазовых превращений, диффузии веществ из одной фазы в другую.

Лекция 2. Второй и третий законы термодинамики. Энтропия

Лекция 2. Второй и третий законы термодинамики. Энтропия Лекция 2 Второй и третий законы термодинамики. Энтропия Обратимые и необратимые в термодинамическом смысле процессы Термодинамическиобратимыми называют процессы, которые можно провести как в прямом, так

Подробнее

Лекция 2. Второй и третий законы термодинамики. Энтропия

Лекция 2. Второй и третий законы термодинамики. Энтропия Лекция 2 Второй и третий законы термодинамики. Энтропия План лекции Понятие об обратимости процесса с точки зрения термодинамики Второй закон термодинамики Расчёт изменения энтропии при некоторых физических

Подробнее

Назовем эту работу полезной работой. Ясно, что она включает все виды работ, за исключением работы расширения: электрические, химические, магнитные

Назовем эту работу полезной работой. Ясно, что она включает все виды работ, за исключением работы расширения: электрические, химические, магнитные Лекции 5-6. ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ ПОТЕНЦИАЛЫ Основой математического аппарата термодинамики служит объединенное уравнение первого и второго законов термодинамики или фундаментальное уравнение Гиббса. Для обратимых

Подробнее

Лекция 2. ОСНОВЫ ТЕРМОДИНАМИКИ Основные понятия

Лекция 2. ОСНОВЫ ТЕРМОДИНАМИКИ Основные понятия Лекция 2. ОСНОВЫ ТЕРМОДИНАМИКИ Основные понятия Термодинамика является феноменологической теорией макроскопических систем, поэтому вcе её основные понятия берутся непосредственно из эксперимента. Термодинамическая

Подробнее

Л15. замкнутая система внутренняя энергия U энтропия S( U) температура T ds

Л15. замкнутая система внутренняя энергия U энтропия S( U) температура T ds Л15 Закон сохранения энергии в открытых системах замкнутая система внутренняя энергия U энтропия S( U) k lnw ( U) температура ds 1 du Из-за отсутствия контактов с внешней средой внутренняя энергия в этом

Подробнее

ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ. Крисюк Борис Эдуардович

ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ. Крисюк Борис Эдуардович ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ Крисюк Борис Эдуардович Основы химической термодинамики. Системой будем называть тело или группу тел, отделенных от окружающей среды реальной или мысленной границей. Система

Подробнее

Лекция 5. Второй закон термодинамики и его применение в химии. Энтропия. Термодинамические потенциалы

Лекция 5. Второй закон термодинамики и его применение в химии. Энтропия. Термодинамические потенциалы Лекция 5 Второй закон термодинамики и его применение в химии. Энтропия. Термодинамические потенциалы 1 План лекции 1. Второй закон термодинамики. Энтропия как внутренняя переменная. 2. Энтропия и информация.

Подробнее

Термодинамика химического равновесия. Лекция 3

Термодинамика химического равновесия. Лекция 3 Термодинамика химического равновесия Лекция 3 Фундаментальные уравнения для закрытых систем (дифференциалы термодинамических потенциалов). Внутренняя энергия Для закрытой системы постоянного состава, в

Подробнее

Энергия Гиббса: открытие, значение, методы измерения. Васьков Е.А. КубГТУ. Краснодар, Россия

Энергия Гиббса: открытие, значение, методы измерения. Васьков Е.А. КубГТУ. Краснодар, Россия Энергия Гиббса: открытие, значение, методы измерения Васьков Е.А. КубГТУ Краснодар, Россия Gibbs energy: the opening, the importance of measuring methods Vaskov EA KubGTU Krasnodar, Russia Свободная энергия

Подробнее

СТАТИСТИЧЕСКАЯ ФИЗИКА ТЕРМОДИНАМИКА

СТАТИСТИЧЕСКАЯ ФИЗИКА ТЕРМОДИНАМИКА СТАТИСТИЧЕСКАЯ ФИЗИКА ТЕРМОДИНАМИКА Распределение Максвелла Начала термодинамики Цикл Карно Распределение Максвелла В газе, находящемся в состоянии равновесия, устанавливается некоторое стационарное, не

Подробнее

Т (2) =Т (1) (1) р (2) р (1) (р (2),T ) + RT ln x A (2) (T, р (1) ) + ( µ A 0 / p) T dp + RT ln x A (3)

Т (2) =Т (1) (1) р (2) р (1) (р (2),T ) + RT ln x A (2) (T, р (1) ) + ( µ A 0 / p) T dp + RT ln x A (3) Вывод именных уравнений. Уравнение Вант-Гоффа для осмотического давления. Осмотическое давление возникает при мембранном равновесии в двухкомпонентной системе А-В. Система состоит из двух фаз. Одна из

Подробнее

Лекция 2 Поверхностные свойства однокомпонентных двухфазных систем

Лекция 2 Поверхностные свойства однокомпонентных двухфазных систем Лекция 2 Поверхностные свойства однокомпонентных двухфазных систем 1 Термодинамика равновесия Термодинамическое равновесие состояние системы, при котором остаются неизменными по времени макроскопические

Подробнее

ВТОРОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ

ВТОРОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ Сегодня среда, 9 июля 2014 г. ВТОРОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ Лекция 6 Содержание лекции: *Второе начало термодинамики *Энтропия *Закон возрастания энтропии *Энтропия и вероятность *Философское значение II

Подробнее

Общие закономерности химических процессов

Общие закономерности химических процессов Общие закономерности химических процессов ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ Основные понятия и определения Химическая термодинамика это раздел химии, изучающий взаимные превращения различных форм энергии при

Подробнее

dg = f(t,p) du =TdS pdv df = f(t,v) Рис. 4.1 Преобразования Лежандра Выполним эти преобразования для двух наборов переменных: V, T и p, T.

dg = f(t,p) du =TdS pdv df = f(t,v) Рис. 4.1 Преобразования Лежандра Выполним эти преобразования для двух наборов переменных: V, T и p, T. Лекция 4 План 1) Метод характеристических функций Массье-Гиббса. Энергии Гиббса и Гельмгольца. Полный потенциал. ) Термодинамические потенциалы как критерии равновесия. 3) Изменение энергии Гиббса и Гельмгольца

Подробнее

ФИЗИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ ТЕРМОДИНАМИКИ

ФИЗИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ ТЕРМОДИНАМИКИ Сегодня среда, 9 июля 04 г. ФИЗИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ ТЕРМОДИНАМИКИ Лекция 4 Содержание лекции: *Обратимые и необратимые процессы *Число степеней свободы молекулы *Закон Больцмана *Первое начало термодинамики

Подробнее

Лекция 1 4. ФAЗОВЫЕ РАВНОВЕСИЯ В ОДНОКОМПОНЕНТНЫХ СИСТЕМАХ Условие равновесного распределения компонента между фазами.

Лекция 1 4. ФAЗОВЫЕ РАВНОВЕСИЯ В ОДНОКОМПОНЕНТНЫХ СИСТЕМАХ Условие равновесного распределения компонента между фазами. 9. 02. 06 г. Лекция 1 4. ФAЗОВЫЕ РАВНОВЕСИЯ В ОДНОКОМПОНЕНТНЫХ СИСТЕМАХ. 4.1. Условие равновесного распределения компонента между фазами. 4.2. Правило фаз Гиббса. 4.3. Фазовые переходы в однокомпонентной

Подробнее

Лекция 1. Первый закон термодинамики. Термохимия

Лекция 1. Первый закон термодинамики. Термохимия Лекция 1 Первый закон термодинамики. Термохимия Математическое выражение первого закона термодинамики В изолированной системе сумма всех видов энергии (U) постоянна; при их взаимопревращениях энергия не

Подробнее

Фазовые равновесия в смесях (растворах).

Фазовые равновесия в смесях (растворах). Лекция. Общая тема: Определения: Фазовые равновесия в смесях (растворах). свойства системы подразделяются на экстенсивные и интенсивные. Первые (экстенсивные) зависят от количества вещества в системе.

Подробнее

«Химическая термодинамика»

«Химическая термодинамика» «Химическая термодинамика» Лекция 4 Дисциплина «Общая неорганическая химия» для студентов очного отделения Лектор: к.т.н., Мачехина Ксения Игоревна * План лекции 1. Основные понятия. 2. Первый закон термодинамики.

Подробнее

(С) Успенская И.А. Конспект лекций по физической химии. (для студентов биоинженерии и биоинформатики) Москва, 2005 год

(С) Успенская И.А. Конспект лекций по физической химии. (для студентов биоинженерии и биоинформатики) Москва, 2005 год Московский государственный университет иммвломоносова Химический факультет Успенская ИА Конспект лекций по физической химии (для студентов биоинженерии и биоинформатики) wwwchemmsuru/teachg/useskaa/ Москва

Подробнее

Волкова Е.И. Лекции по общей химии Лекция 6-7 Основы химической термодинамики Основные понятия и определения Химическая термодинамика - это наука,

Волкова Е.И. Лекции по общей химии Лекция 6-7 Основы химической термодинамики Основные понятия и определения Химическая термодинамика - это наука, Лекция 6-7 Основы химической термодинамики Основные понятия и определения Химическая термодинамика - это наука, изучающая превращения различных форм энергии при химических реакциях и устанавливающая законы

Подробнее

(С) Успенская И.А. Конспект лекций по физической химии. (для студентов биоинженерии и биоинформатики) Москва, 2005 год

(С) Успенская И.А. Конспект лекций по физической химии. (для студентов биоинженерии и биоинформатики) Москва, 2005 год Московский государственный университет им.м.в.ломоносова Химический факультет Успенская И.А. Конспект лекций по физической химии (для студентов биоинженерии и биоинформатики) www.chem.msu.ru/teaching/uspenskaja/

Подробнее

U lv (x) потенциальная энергия молекул, R газовая постоянная, Т абсолютная температура.

U lv (x) потенциальная энергия молекул, R газовая постоянная, Т абсолютная температура. Лекция 3. СВОБОДНАЯ ПОВЕРХНОСТНАЯ ЭНЕРГИЯ ГРАНИЦЫ РАЗДЕЛА ФАЗ Поверхностные силы. Поверхностное натяжение Рассмотрим систему содержащую жидкость и равновесный с ней пар. Распределение плотности в системе

Подробнее

P dx в уравнении du = TdS + i i

P dx в уравнении du = TdS + i i Лекция 5 План 1) Правило фаз Гиббса ) Фазовые равновесия в однокомпонентных системах 3) Фазовые переходы 1-го и -го рода 4) Теплоемкости сосуществующих фаз и теплоты фазовых превращений На предыдущих лекциях

Подробнее

S (3.1) U. состояния. i,, 1 Виртуальные изменения произвольные, но возможные, т.е. допустимые условиями задачи, изменения

S (3.1) U. состояния. i,, 1 Виртуальные изменения произвольные, но возможные, т.е. допустимые условиями задачи, изменения Конспект лекции 3. План ) Второй закон термодинамики. Энтропия ) Критерии самопроизвольности процессов в изолированной системе 3) Третий закон термодинамики. Постулат Планка. 4) Расчет изменения энтропии

Подробнее

Тема 2 1. Энергетика химических процессов. 2. Химическая кинетика и равновесие

Тема 2 1. Энергетика химических процессов. 2. Химическая кинетика и равновесие Тема 2 1. Энергетика химических процессов. 2. Химическая кинетика и равновесие 1. Энергетика химических процессов Энергетика химических процессов рассматривается в разделе химии «Химическая термодинамика».

Подробнее

T T T 298 = 1+ где H 298 определяют по стандартным теплотам образования. Изменение энтропии реакции T

T T T 298 = 1+ где H 298 определяют по стандартным теплотам образования. Изменение энтропии реакции T ОСНОВНЫЕ ПРИЗНАКИ И СВОЙСТВА ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ При наступлении химического равновесия число молекул веществ составляющих химическую систему при неизменных внешних условиях перестает изменяться прекращаются

Подробнее

равновесия химической реакции? - как давление и температура влияют на это состояние равновесия?

равновесия химической реакции? - как давление и температура влияют на это состояние равновесия? Лекция 4. ВТОРОЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ Самопроизвольные и несамопроизвольные процессы. «Потерянная» работа Первый закон термодинамики позволяет решить многие вопросы химии и химической технологии, связанные

Подробнее

1.2. Коэффициент поверхностного натяжения. Работа, которую нужно затратить в изотермическом квазистатическом процессе для

1.2. Коэффициент поверхностного натяжения. Работа, которую нужно затратить в изотермическом квазистатическом процессе для Лекция 7. ПОВЕРХНОСТНЫЕ ЯВЛЕНИЯ 1. Поверхностное натяжение 1.1. Поверхностная энергия. До сих пор мы не учитывали существования границы раздела различных сред*. Однако ее наличие может оказаться весьма

Подробнее

Лекция 1. Первый закон термодинамики. Термохимия

Лекция 1. Первый закон термодинамики. Термохимия Лекция 1 Первый закон термодинамики. Термохимия Математическое выражение первого закона термодинамики В изолированной системе сумма всех видов энергии (U) постоянна; при их взаимопревращениях энергия не

Подробнее

ТЕХНИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

ТЕХНИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА ТЕХНИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА План лекции:. Условия устойчивости и равновесия в изолированной однородной системе. Условия фазового равновесия 3. Фазовые переходы Лекция. УСЛОВИЯ УСТОЙЧИВОСТИ И РАВНОВЕСИЯ В

Подробнее

Необязательные вопросы.

Необязательные вопросы. Необязательные вопросы. Попробуйте начать готовиться к экзамену с этого упражнения! Прокомментируйте приведенные ниже утверждения. В каждой пятерке одна формулировка верная, остальные нет. Найдите правильные

Подробнее

1. Химическое равновесие в однородной (гомогенной) системе.

1. Химическое равновесие в однородной (гомогенной) системе. Лекция 5. Общая тема «Термодинамика химически реагирующих систем». 1. Химическое равновесие в однородной (гомогенной) системе. Пусть в однородной термодинамической системе протекает химическая реакция,

Подробнее

1therm Л е к ц и я 1. Термодинамика. Коротко перечислим основные положения термодинамики.

1therm Л е к ц и я 1. Термодинамика. Коротко перечислим основные положения термодинамики. 1therm Л е к ц и я 1. Термодинамика. Коротко перечислим основные положения термодинамики. Термодинамика - наука феноменологическая. Она опирается на аксиомы, которые выражают обобщение экспериментально

Подробнее

T 2 Q Q W Q 1 Q 2. pv const RTV T T T V. П. стр , Э. стр , Е. стр (1) Лекция 5

T 2 Q Q W Q 1 Q 2. pv const RTV T T T V. П. стр , Э. стр , Е. стр (1) Лекция 5 Лекция 5 П. стр. 41-47, Э. стр.165-17, Е. стр. 67-7 Историческая формулировка Второго закона. Цикл Карно. Цикл Карно это циклический процесс, состоящий из двух изотерм и двух адиабат (Рис.1). Пусть этот

Подробнее

ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА Термодинамика это единственная физическая теория, относительно которой я уверен, что она никогда не будет опровергнута. А.Эйнштейн Термодинамика (ТД) - это наука, изучающая законы

Подробнее

5. ФИЗИЧЕСКИЕ РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ. 5.1 Парциальные мольные величины компонентов смеси.

5. ФИЗИЧЕСКИЕ РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ. 5.1 Парциальные мольные величины компонентов смеси. 5 ФИЗИЧЕСКИЕ РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ 5 Парциальные мольные величины компонентов смеси Рассмотрение термодинамических свойств смеси идеальных газов приводит к соотношению Ф = Σ Ф, (5) n где Ф любое экстенсивное

Подробнее

Лекция 2. ПЕРВЫЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ

Лекция 2. ПЕРВЫЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ Лекция 2. ПЕРВЫЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ Внутренняя энергия Термодинамическая система состоит из огромного числа материальных частиц (атомов, молекул, ионов), которые находятся в непрерывном движении. Количественной

Подробнее

Фазовые превращения в твердых телах

Фазовые превращения в твердых телах Фазовые превращения в твердых телах Лекция 2 2. ТЕРМОДИНАМИКА ФАЗОВЫХ ПРЕВРАЩЕНИЙ Фазовые превращения в твердых телах Лекция 2 2. ТЕРМОДИНАМИКА ФАЗОВЫХ ПРЕВРАЩЕНИЙ Данный раздел должен быть изучен самостоятельно

Подробнее

Лекция 3 5. ФИЗИЧЕСКИЕ РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ Парциальные мольные величины компонентов смеси. Уравнения Гиббса-Дюгема

Лекция 3 5. ФИЗИЧЕСКИЕ РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ Парциальные мольные величины компонентов смеси. Уравнения Гиббса-Дюгема Лекция 3. 03. 006 г. 5. ФИЗИЧЕСКИЕ РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ 5.. Парциальные мольные величины компонентов смеси. Уравнения Гиббса-Дюгема 5.. Идеальные растворы. Закон Рауля. 5.3. Растворимость газов. 5.4.

Подробнее

Второе начало термодинамики.

Второе начало термодинамики. 9 декабря 2011 года ЛЕКЦИЯ 6 (14) Второе начало термодинамики. Ю.Л.Колесников, 2011 Тепловые машины Содержание Лекции 14: Понятие энтропии. Энтропия как функция состояния системы. Изменение энтропии как

Подробнее

Попробуйте посмотреть эти вопросы за пару дней до экзамена

Попробуйте посмотреть эти вопросы за пару дней до экзамена Попробуйте посмотреть эти вопросы за пару дней до экзамена Прокомментируйте приведенные ниже утверждения. В каждой пятерке одна формулировка верная, остальные нет. Найдите правильные утверждения. Объясните,

Подробнее

i j i j i j i j Частные производные берутся при постоянных естественных переменных.

i j i j i j i j Частные производные берутся при постоянных естественных переменных. Лекция 6 Определение химического потенциала. Различные выражения для химического потенциала. Е. стр. 137-11, 158-16 Химический потенциал компонента j в многокомпонентной системе - это U H G F n n n n j

Подробнее

Третье начало термодинамики. Фазовые переходы

Третье начало термодинамики. Фазовые переходы http://lectoriy.mipt.ru 1 из 5 ЛЕКЦИЯ 4 Третье начало термодинамики. Фазовые переходы КПД цикла Карно: η = 1 Q x Q H = 1 x H, η = 1, если x = 0. Но тогда Q x = 0, следовательно, получится вечный двигатель

Подробнее

1. ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ Превращение вещества. Взаимосвязь термодинамики и кинетики.

1. ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ Превращение вещества. Взаимосвязь термодинамики и кинетики. 1. ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ 1.1. Превращение вещества. Взаимосвязь термодинамики и кинетики. В связи с химическими и физическими преобразованиями материи возникает два вопроса: 1) Могут ли эти преобразования

Подробнее

Лабораторная работа 60.1 ОПРЕДЕЛЕНИЕ ОТНОШЕНИЯ ТЕПЛОЕМКОСТЕЙ ВОЗДУХА. Теоретическое введение

Лабораторная работа 60.1 ОПРЕДЕЛЕНИЕ ОТНОШЕНИЯ ТЕПЛОЕМКОСТЕЙ ВОЗДУХА. Теоретическое введение 1 Лабораторная работа 601 ОПРЕДЕЛЕНИЕ ОТНОШЕНИЯ ТЕПЛОЕМКОСТЕЙ ВОЗДУХА Теоретическое введение Теплоемкостью тела называется величина, равная количеству теплоты, необходимому для нагревания данного тела

Подробнее

ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ

ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ Министерство образования и науки Российской Федерации Ростовский государственный университет Сергей Иванович ЛЕВЧЕНКОВ ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ Конспект лекций для студентов 3-го курса вечернего отделения

Подробнее

Основные положения термодинамики

Основные положения термодинамики Основные положения термодинамики (по учебнику А.В.Грачева и др. Физика: 10 класс) Термодинамической системой называют совокупность очень большого числа частиц (сравнимого с числом Авогадро N A 6 10 3 (моль)

Подробнее

Константа химического равновесия. Закон действующих масс. Изменение энергии Гиббса химической системы для рассматриваемой реакции

Константа химического равновесия. Закон действующих масс. Изменение энергии Гиббса химической системы для рассматриваемой реакции Лекции по физической химии доц Олег Александрович Козадёров Воронежский госуниверситет Лекции 8-9 ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ При протекании химической реакции через некоторое время устанавливается состояние

Подробнее

В. В. Луков, С. И. Левченков

В. В. Луков, С. И. Левченков Министерство общего и профессионального образования Российской Федерации Ростовский государственный университет Кафедра физической и коллоидной химии В. В. Луков, С. И. Левченков МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

Подробнее

Второе начало термодинамики

Второе начало термодинамики Федеральное агентство по образованию ГОУ ВПО Уральский государственный технический университет УПИ Второе начало термодинамики Вопросы для программированного контроля по физике Екатеринбург 2006 УДК 533

Подробнее

Тема 1. Основы термодинамики (2 часа) Термодина мика (греч. θέρμη «тепло», δύναμις «сила») раздел физики, изучающий соотношения и превращения теплоты

Тема 1. Основы термодинамики (2 часа) Термодина мика (греч. θέρμη «тепло», δύναμις «сила») раздел физики, изучающий соотношения и превращения теплоты Тема 1 Основы термодинамики (2 часа) Термодина мика (греч θέρμη «тепло», δύναμις «сила») раздел физики, изучающий соотношения и превращения теплоты и других форм энергии В отдельные дисциплины выделились

Подробнее

Лекция 7 7. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ Химическое равновесие между идеальными газами Равновесие в гетерогенных системах с участием газов.

Лекция 7 7. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ Химическое равновесие между идеальными газами Равновесие в гетерогенных системах с участием газов. 30 03 2006 г Лекция 7 7 ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ 71 Условие химического равновесия в гомогенной системе 72 Химическое равновесие между идеальными газами 73 Равновесие в гетерогенных системах с участием газов

Подробнее

Дефекты кристаллической решетки

Дефекты кристаллической решетки Дефекты кристаллической решетки Дефектом кристалла является любое отклонение от его периодической структуры. Дефекты классифицируют по геометрическим признакам. Выделяют четыре класса дефектов: точечные

Подробнее

«УФИМСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ НЕФТЯНОЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ»

«УФИМСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ НЕФТЯНОЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ» Министерство образования и науки Российской Федерации Государственное образовательное учреждение Высшего профессионального образования «УФИМСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ НЕФТЯНОЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ» Кафедра

Подробнее

Лекция 1. Первый закон термодинамики. Термохимия

Лекция 1. Первый закон термодинамики. Термохимия Лекция 1 Первый закон термодинамики. Термохимия План лекции: Формулировка первого закона термодинамики Понятие о производной и дифференциале Изохорная и изобарная теплоты процесса Закон Гесса Теплоёмкость

Подробнее

Лекция 4. Термодинамика фазовых равновесий. Однокомпонентные системы

Лекция 4. Термодинамика фазовых равновесий. Однокомпонентные системы Лекция 4 Термодинамика фазовых равновесий. Однокомпонентные системы Основные понятия и определения Системы бывают гомогенными (однородными) и гетерогенными (неоднородными). Гомогенная система состоит из

Подробнее

ВТОРОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ. ЭНТРОПИЯ

ВТОРОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ. ЭНТРОПИЯ ВТОРОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ ЭНТРОПИЯ Тепловые машины Тепловая машина периодически действующее устройство, преобразующее внутреннюю энергию в механическую работу В начале 8 века появились первые паровые

Подробнее

Лекция г Влияние температуры на константу равновесия. 7.7.Равновесие в растворах. Коэффициенты активности электролитов.

Лекция г Влияние температуры на константу равновесия. 7.7.Равновесие в растворах. Коэффициенты активности электролитов. Лекция 8 6 4 6 г 75 Уравнение изотермы химической реакции 76 Влияние температуры на константу равновесия 77Равновесие в растворах Коэффициенты активности электролитов 75 Уравнение изотермы химической реакции

Подробнее

5.4. Термодинамические процессы воды и водяного пара При анализе процессов изменения состояния воды и водяного пара следует иметь в виду, что все

5.4. Термодинамические процессы воды и водяного пара При анализе процессов изменения состояния воды и водяного пара следует иметь в виду, что все 5.4. Термодинамические процессы воды и водяного пара При анализе процессов изменения состояния воды и водяного пара следует иметь в виду, что все отмеченные здесь особенности характерны для расчета процессов

Подробнее

Термодинамические потенциалы 1.Внутренняя энергия 2.Свободная энергия Гельмгольца. 3.Энтальпия 4.Потенциал Гиббса 5.Соотношения взаимности Максвелла

Термодинамические потенциалы 1.Внутренняя энергия 2.Свободная энергия Гельмгольца. 3.Энтальпия 4.Потенциал Гиббса 5.Соотношения взаимности Максвелла Термодинамические потенциалы 1.Внутренняя энергия.свободная энергия Гельмгольца. 3.Энтальпия 4.Потенциал Гиббса 5.Соотношения взаимности Максвелла 6.Критерии устойчивости систем. Принцип Ле-Шателье-Брауна

Подробнее

6 Молекулярная физика и термодинамика. Основные формулы и определения

6 Молекулярная физика и термодинамика. Основные формулы и определения 6 Молекулярная физика и термодинамика Основные формулы и определения Скорость каждой молекулы идеального газа представляет собой случайную величину. Функция плотности распределения вероятности случайной

Подробнее

Е. стр. стр.71-83, Э. стр , П. стр

Е. стр. стр.71-83, Э. стр , П. стр Лекция 4 Е. стр. стр.7-8, Э. стр. 7-8, П. стр. 5-4. Второй закон термодинамики. Самопроизвольные процессы внутри изолированной системы. В каком направлении они идут? Примеры самопроизвольных процессов.

Подробнее

Химическая термодинамика ЗАКОНОМЕРНОСТИ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Химическая термодинамика ЗАКОНОМЕРНОСТИ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ Химическая термодинамика ЗАКОНОМЕРНОСТИ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ 1 Основные понятия и определения Химическая термодинамика это раздел химии, изучающий взаимные превращения различных

Подробнее

ВВЕДЕНИЕ Строение вещества Химическая термодинамика Химическая кинетика Учение о растворах Электрохимия Коллоидная химия

ВВЕДЕНИЕ Строение вещества Химическая термодинамика Химическая кинетика Учение о растворах Электрохимия Коллоидная химия ВВЕДЕНИЕ Предметом физической химии является объяснение химических явлений на основе более общих законов физики. Физическая химия рассматривает две основные группы вопросов: 1. Изучение строения и свойств

Подробнее

ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА Министерство образования и науки РФ ФГАОУ ВПО «Казанский (Приволжский) федеральный университет» Химический Институт им. А.М. Бутлерова Кафедра физической химии Сироткин Владимир Александрович ФИЗИЧЕСКАЯ

Подробнее

2.ТЕРМОДИНАМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ И ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ ПОТЕНЦИАЛЫ Обратимые, необратимые и самопроизвольные процессы.

2.ТЕРМОДИНАМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ И ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ ПОТЕНЦИАЛЫ Обратимые, необратимые и самопроизвольные процессы. 2ТЕРМОДИНАМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ И ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ ПОТЕНЦИАЛЫ 2 Обратимые, необратимые и самопроизвольные процессы Дадим ещё одно определение обратимого процесса, хотя оно и не является общим Обратимым

Подробнее

КИНЕТИКА И ТЕРМОДИНАМИКА ФЕРМЕНТАТИВНЫХ РЕАКЦИЙ. СПИСОК ТЕРМИНОВ-2 (дополнение)

КИНЕТИКА И ТЕРМОДИНАМИКА ФЕРМЕНТАТИВНЫХ РЕАКЦИЙ. СПИСОК ТЕРМИНОВ-2 (дополнение) КИНЕТИКА И ТЕРМОДИНАМИКА ФЕРМЕНТАТИВНЫХ РЕАКЦИЙ СПИСОК ТЕРМИНОВ-2 (дополнение) Градиент (от лат gradiens род падеж gradientis шагающий) вектор показывающий направление наискорейшего изменения некоторой

Подробнее

МОЛЕКУЛЯРНАЯ ФИЗИКА И ТЕРМОДИНАМИКА

МОЛЕКУЛЯРНАЯ ФИЗИКА И ТЕРМОДИНАМИКА 1 МОЛЕКУЛЯРНАЯ ФИЗИКА И ТЕРМОДИНАМИКА Основные положения и определения Два подхода к изучению вещества Вещество состоит из огромного числа микрочастиц - атомов и молекул Такие системы называют макросистемами

Подробнее

Тема: Тепловые машины. Энтропия

Тема: Тепловые машины. Энтропия Тема: Тепловые машины Энтропия Основные понятия и определения Самопроизвольным называется процесс, происходящий без воздействия внешних сил В природе существует два вида термодинамических процессов: атимые

Подробнее

Министерство образования Республики Беларусь. Учреждение образования БЕЛОРУССКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ИНФОРМАТИКИ И РАДИОЭЛЕКТРОНИКИ

Министерство образования Республики Беларусь. Учреждение образования БЕЛОРУССКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ИНФОРМАТИКИ И РАДИОЭЛЕКТРОНИКИ Министерство образования Республики Беларусь Учреждение образования БЕЛОРУССКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ИНФОРМАТИКИ И РАДИОЭЛЕКТРОНИКИ Кафедра химии И.В. БОДНАРЬ, А.П. МОЛОЧКО, А.А. ПОЗНЯК, Н.П. СОЛОВЕЙ,

Подробнее

В. Н. Простов ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ ФИЗИКИ

В. Н. Простов ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ ФИЗИКИ Министерство образования Российской Федерации Московский физико-технический институт (Государственный университет) ФАКУЛЬТЕТ МОЛЕКУЛЯРНОЙ И БИОЛОГИЧЕСКОЙ ФИЗИКИ КАФЕДРА МОЛЕКУЛЯРНОЙ ФИЗИКИ В Н Простов

Подробнее

Энтропия и второе начало (закон) термодинамики

Энтропия и второе начало (закон) термодинамики Энтропия и второе начало (закон) термодинамики.термодинамический смысл энтропии. Приведённое количество теплоты.изменение энтропии в изопроцессах. 3.Парадокс Гиббса 4.Статистический смысл энтропии 5.Второе

Подробнее

ГЛОССАРИЙ К УЧЕБНОЙ ДИСЦИПЛИНЕ

ГЛОССАРИЙ К УЧЕБНОЙ ДИСЦИПЛИНЕ 1 ГЛОССАРИЙ К УЧЕБНОЙ ДИСЦИПЛИНЕ ФИЗИКА направления подготовки 151900.62 «Конструкторско-технологическое обеспечение машиностроительных производств» Профиль 1 «Технология машиностроения» ПОНЯТИЯ, ОПРЕДЕЛЕНИЯ,

Подробнее

Глава 6 Основы термодинамики 29

Глава 6 Основы термодинамики 29 Глава 6 Основы термодинамики 9 Число степеней свободы молекулы Закон равномерного распределения энергии по степеням свободы молекул Внутренняя энергия U это энергия хаотического движения микрочастиц системы

Подробнее

Термодинамика необратимых процессов. Что мы уже знаем о равновесных и неравновесных состояниях, равновесных и неравновесных процессах?

Термодинамика необратимых процессов. Что мы уже знаем о равновесных и неравновесных состояниях, равновесных и неравновесных процессах? Лекция 5 Е. стр. 308-33, стр.39-35 Термодинамика необратимых процессов. Что мы уже знаем о равновесных и неравновесных состояниях, равновесных и неравновесных процессах? Равновесие. Состояние равновесия

Подробнее

Лекция 4 Фазовые равновесия. Фазовые диаграммы.. 1. Вещество и его превращение. Вещество. Свойства

Лекция 4 Фазовые равновесия. Фазовые диаграммы.. 1. Вещество и его превращение. Вещество. Свойства ФХФ-011 Лекция 4 Лекция 4 Фазовые равновесия. Фазовые диаграммы.. 1. Вещество и его превращение Химия рассматривает превращение веществ. Что такое вещество и его превращение? Вещество это совокупность

Подробнее

Лекция Обратимые и необратимые процессы 2. Энтропия, изменениеэнтропии

Лекция Обратимые и необратимые процессы 2. Энтропия, изменениеэнтропии Лекция 5. Обратимые и необратимые процессы. Энтропия, изменениеэнтропии статистический смысл энтропии изменение энтропии для изопроцессов 3. Второй закон термодинамики, круговые процессы . Обратимые и

Подробнее

пв a При послойной адсорбции можно говорить о степени заполнения слоя

пв a При послойной адсорбции можно говорить о степени заполнения слоя Лекция 4 Адсорбция. П. стр. 56-65, стр.7-76. Определение. Адсорбция (явление) - это изменение концентрации вещества в поверхностном слое по сравнению с концентрацией в объемной фазе. Адсорбцией (величиной),

Подробнее

Энергетика химических превращений. 1й закон термодинамики. Лекция 1

Энергетика химических превращений. 1й закон термодинамики. Лекция 1 Энергетика химических превращений. 1й закон термодинамики Лекция 1 Признаки химической реакции изменение цвета появление запаха изменение вкуса выпадение осадка свечение увеличение объема выделение тепла,

Подробнее

Контрольная работа 1 ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

Контрольная работа 1 ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА Контрольная работа 1 ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА 1. Химическая термодинамика как наука. Первый закон термодинамики, его формулировка и математическое выражение. 2. Что называется термодинамической системой?

Подробнее

ТЕОРИЯ ХИМИКО-ТЕХНОЛОГИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ ОРГАНИЧЕСКОГО СИНТЕЗА

ТЕОРИЯ ХИМИКО-ТЕХНОЛОГИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ ОРГАНИЧЕСКОГО СИНТЕЗА Министерство образования и науки России Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования «Казанский национальный исследовательский технологический

Подробнее

1. Термический коэффициент полезного действия (КПД) цикла равен. η). (1)

1. Термический коэффициент полезного действия (КПД) цикла равен. η). (1) .9. Примеры применения второго начала термодинамики Пример. огда газ в цилиндре двигателя внутреннего сгорания обладает большим запасом внутренней энергии: в момент проскакивания электрической искры или

Подробнее

Лекция 4. Закономерности протекания химических процессов

Лекция 4. Закономерности протекания химических процессов Химия 1.2 Лекция 4. Закономерности протекания химических процессов Лектор: асс. каф. ОХХТ к.х.н. Абрамова Полина Владимировна еmail: bozhkopv@tpu.ru «Термодинамика подобна старой надоедливой тетке. Она

Подробнее

Лекция Растворимость твёрдых веществ. Криоскопия Интегральная и дифференциальная теплоты растворения.

Лекция Растворимость твёрдых веществ. Криоскопия Интегральная и дифференциальная теплоты растворения. Лекция 4 9 03 006 г 55 Растворимость твёрдых веществ Криоскопия 56 Интегральная и дифференциальная теплоты растворения 57 Реальные растворы Активности компонентов 1 55 Растворимость твёрдых веществ Расплавим

Подробнее

Эмпирическая формулировка Первого закона термодинамики. Теплота, работа, внутренняя энергия.

Эмпирическая формулировка Первого закона термодинамики. Теплота, работа, внутренняя энергия. Лекция 2. Эмпирическая формулировка Первого закона термодинамики. Теплота, работа, внутренняя энергия. Э. стр. 67-88, Е. стр. 28-42 Первый закон - это закон сохранения энергии, закон эквивалентности теплоты

Подробнее

Лекция 4. Первый закон термодинамики и его применение в химии. Термохимия

Лекция 4. Первый закон термодинамики и его применение в химии. Термохимия Лекция 4 Первый закон термодинамики и его применение в химии. Термохимия 1 План лекции 1. Химическая термодинамика и ее структура (два постулата и три закона). 2. Системы, параметры, состояния, функции,

Подробнее

Если в воду бросить кусочки льда, то эта система станет трехфазной, в которой лед является твердой фазой.

Если в воду бросить кусочки льда, то эта система станет трехфазной, в которой лед является твердой фазой. Фазовые переходы 1. Фазы и агрегатные состояния 2. Фазовые переходы I-го и II-го рода 3. Правило фаз Гиббса 4. Диаграмма состояния. Тройная точка 5. Уравнение Клапейрона-Клаузиуса 6. Исследование фазовых

Подробнее

Основы термодинамики и молекулярной физики

Основы термодинамики и молекулярной физики Основы термодинамики и молекулярной физики Термодинамический цикл. Цикл Карно. 3 Второй закон термодинамики. 4 Неравенство Клаузиуса. 5 Энтропия системы. Тепловая машина Циклически действующее устройство,

Подробнее

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ ОБРАТИМЫЕ И НЕОБРАТИМЫЕ РЕАКЦИИ Химические реакции обратимые H 2 + I 2 2HI необратимые 1) Pb(NO 3 ) 2 + 2HCl = PbCl 2 + 2HNO 3 2) Na 2 CO 3 + 2HCl = CO 2 + 2NaCl + H 2 O 3) NaOH +

Подробнее

3.1 Основные формулировки второго закона термодинамики

3.1 Основные формулировки второго закона термодинамики 3. Основные формулировки второго закона термодинамики Второй закон термодинамики формулирует условия взаимных превращений теплоты и работы, не затрагивая вопроса об их количественных соотношениях. Р. Клаузиус

Подробнее

Лекция 2. Второй закон термодинамики. Энтропия, энергии Гиббса и Гельмгольца.

Лекция 2. Второй закон термодинамики. Энтропия, энергии Гиббса и Гельмгольца. Лекция 2. Второй закон термодинамики. Энтропия, энергии Гиббса и Гельмгольца. Процессы Самопроизвольные 1. Проходят без затраты работы. 2. С их помощью можно получить работу. Несамопроизвольные 1. Проходят

Подробнее

Элементы химической термодинамики (2)

Элементы химической термодинамики (2) Элементы химической термодинамики (2) Второй и третий законы термодинамики Лекция курса «Общая и неорганическая химия» для 11-х классов СУНЦ проф. В.В.Загорский Второй закон термодинамики Р.Клаузиус (1850):

Подробнее

v - среднее значение квадрата скорости

v - среднее значение квадрата скорости Теоретическая справка к лекции 3 Основы молекулярно-кинетической теории (МКТ) Газы принимают форму сосуда и полностью заполняют объѐм, ограниченный непроницаемыми для газа стенками Стремясь расшириться,

Подробнее

3. Внутренняя энергия. Работа и теплота. Первое начало термодинамики.

3. Внутренняя энергия. Работа и теплота. Первое начало термодинамики. 3. Внутренняя энергия. Работа и теплота. Первое начало термодинамики. Энергия является фундаментальной величиной, которая характеризует каждую физическую систему в определенных ее состояниях. Энергия очень

Подробнее

Лекция 2 Равновесное состояние химических систем

Лекция 2 Равновесное состояние химических систем Лекция 2 Равновесное состояние химических систем 2.1 Основные теоретические положения Различают обратимые и необратимые физические процессы и химические реакции. Для обратимых процессов существует состояние

Подробнее

Лекции по физической химии, доц. Олег Александрович Козадёров, Воронежский госуниверситет

Лекции по физической химии, доц. Олег Александрович Козадёров, Воронежский госуниверситет Лекция 0. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ТЕРМОДИНАМИКИ ФАЗОВЫХ РАВНОВЕСИЙ Фаза, составляющая и компонент системы Фазой называется совокупность гомогенных частей системы, одинаковых по составу, химическим и физическим

Подробнее

Термодинамические системы и их параметры

Термодинамические системы и их параметры Л10 ТЕРМОДИНАМИКА и МОЛЕКУЛЯРНАЯ ФИЗИКА Термодинамические системы и их параметры 1 ТЕРМОДИНАМИКА В основе любого технологического процесса лежит определенное физическое, химическое или электрохимическое

Подробнее

Учреждение образования «БЕЛОРУССКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ» À. È. Êëûíäþê, Ã. Ñ. Ïåòðîâ ÔÈÇÈ ÅÑÊÀß ÕÈÌÈß

Учреждение образования «БЕЛОРУССКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ» À. È. Êëûíäþê, Ã. Ñ. Ïåòðîâ ÔÈÇÈ ÅÑÊÀß ÕÈÌÈß Учреждение образования «БЕЛОРУССКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ» À. È. Êëûíäþê, Ã. Ñ. Ïåòðîâ ÔÈÇÈ ÅÑÊÀß ÕÈÌÈß Допущено Министерством образования Республики Беларусь в качестве учебного

Подробнее