Термодинамические функции

 

Энергия. Работа. Теплота. Теплоемкость.

Энергия - внутренняя, энтальпия, энергия Гиббса, энергия Гельмгольца.

 

Энергия- мера способности системы совершать работу.

Различают кинетическую энергию (энергию движения) и потенциальную энергию (энергию положения и взаимодействия частиц) системы.

Внутренняя энергия – энергия всех положений частиц системы.

РаботаА – любая макрофизическаяформа передачи энергии, связанная с перемещением масс макроскопических размеров под действием каких-либо сил.

Теплота, количество теплоты —энергетическая характеристика процесса теплообмена, измеряемаяколичеством энергии, которое получает или отдает в этом процессетело или система. Единица измерения (в СИ- джоуль (Дж), но до настоящего времени мы пользуемся калориметрами.

Качественно и количественно иной формой передачи энергии является теплота Q. Теплота – любая микрофизическая форма передачи энергии.

Для количественной оценки теплоты, которую получает телопри нагревании, вводится функциятеплоемкость.

Теплоемкостью называется количество теплоты, соответствующееизменению температуры единицы количества вещества на1°С.

Количество теплоты, необходимое для нагревания 1 г веществана 1°С, называетсяудельной теплоемкостью.

Количество теплоты,необходимое для нагревания 1 моля вещества на 1°С называетсямолярной теплоемкостью.

С_мол= С_уд*М

изобарическая теплоемкость – C_p

изохорическая теплоемкость – C_v

C_p= C_v+R – формула Майера

Следует различать среднюю теплоемкость для интервала температури истинную при данной температуре, соответствующуюбесконечно малому приращению теплоты, деленному на бесконечномалое приращение температуры.

Истинная теплоемкость:

Внутренняя энергия U=

Энтальпия H=

Термодинамически равновесное состояние характеризуется постоянством всех свойств во времени в любой точке системы и отсутствием потоков веще­ства и энергии в системе.Для выведения системы из этого состояния необходим обмен энергией или веществом между сис­темой и окружающей средой.

Стационарное состояние системы характеризуется постоянством свойств во времени, которое поддержива­ется за счет непрерывного обмена веществом, энергией и информацией между системой и окружающей средой.

Важно различать состояния тер­модинамического равновесия и химического равновесия; послед­нее всегда имеет динамический характер, так как достигается в результате выравнивания скоростей обратимых процессов.

Законы термодинамики

Нулевой закон термодинамики

Все системы, находящиеся в тепловом равновесии друг с другом обладают общим свойством: они находятся при одной и той же температуре.

Часто процессы в т/д системе становятся необратимыми из-за того, что протекают процессы диффузии.

В термодинамике различают однородные и неоднородные системы, подразумевая под этим равномерное или неравномерное распределение свойств, температур и др.

Неоднородные системы не являются равновесными, в них возникают процессы диффузии и теплопередачи, то есть принципиально необратимые процессы.

Закон термодинамики

Впервые этот закон сформулирован в 1842 году Ю. Майером:

«Энергия не исчезает и не возникает из ничего, а только превращается из одного вида в другой в строго эквивалентных соотношениях». Эта формулировка может быть конкретизирована:

«В изолированной системе внутренняя энергия постоянна, т.е. ∆ U = 0»;

«Если теплота Q подведена в закрытую систему, то эта энергия расходуется на увеличение внутренней энергии системы ∆ U и на совершение системой работы против внешних сил окружающей среды, или

в общем случае замкнутой системы обмен энергией с окружающей средой возможен,а энергия Q будет распределяться на повышение запасов внутренней энергии и работу А, которую система может совершать:

или для малых величин .

В математическом выражении первого закона термодинамики энергия Q, полученная из окружающей среды имеет знак «+», а отданная в окружающую среду «-».

Приращение внутренней энергии имеет знак «+», уменьшение – «-».

А – внешняя работа, совершаемая системой «+», совершаемая над системой «-». Выразим это взаимодействие через характеристики ТС.

1) При изохорическом процессе ( V = const )

2) В изотермическом процессе ( T = const )

 

3) Адиабатический процесс (δ Q = 0)

 

4) P=const

 

 

В изобарно-изотермических условиях имеем:

 

Сумму внутренней энергии системы и произведения объема на давление ( U + pV ) называют энтальпией ( H ) или теплосодержанием.

Энтальпия - термодинамическая функция, характеризующая энергетическое состояние системы в изобарно-изотермических условиях.

 

Теплота, полученная системой при р,Т = const , равнаприращению энтальпии системы ∆ H :

 

Q = Н_кон- Н_нач = ∆ H

В условиях изобарно-изотермического процесса разность значений ∆ Hравна внутренней энергии и внешней работе, которая необходима для перевода системы из одного состояния в другое.

 

При разработке и реализации того или иного химического процесса приходится решать две крупные проблемы. Первая связана с возможностью протекания химической реакции при определенных условиях (Т, р и др) с целью получения желаемого продукта. Термодинамический подход указывает на принципиальную возможность самопроизвольного протекания реакции. Второй проблемой является скорость самопроизвольного процесса.

!

ПриТ=0 ∆Н=∆Н₀> 0.

 

- теплоемкости, рассчитанные на 1 моль вещества, зависимость от температуры которых меняется при переходе вещества из одного состояния в другое.

 

При осуществлении разнообразных физико-химических процессов пользоваться абсолютными значениями энтальпий, вычисленных от 0К и неудобно, и ненужно:  можно выбрать любой удобный уровень отсчета.Для удобства расчетов приняты стандартные условия:количество вещества - 1 моль;

температура - 298,16K=25⁰C;

давление - 760 мм рт. ст. (1атм) = 191325 Па = 1,013*10⁵Па;

Для оценки энергетического состояния веществ используются значения стандартных энтальпий образования этих веществ, обозначаемые ∆Н⁰(вещество(агрегатное состояние)), кДж/моль.