К функциям состояния относятся

Термодинамика

- наука о прекращении одних видов энергии в другие. Возникла, как теория паровых машин, где теплота превращается в работу.

Система – тело или группа тел(объектов природы),отделенная от других реальной или воображаемой граничной поверхностью. Среда – объекты не входящие в систему.

Классификация систем:

I По характеру обмена с окружающей средой выделяют 3 вида систем:

Все живые организмы – открытые системы

II По числу фаз в системе

Фаза – часть системы, обладающая во всех точках одинаковых химическими и физическими свойствами.

Выделяют однородные(гомогенные) системы, если имеется 2 или более фазы(гетерогенная),в ней есть линия раздела фаз.

Свойства систем можно разлить по характеру их зависимости от количества вещества.

Экстенсивные – они суммируются при соединениях, т.е. следуют закону адиттивности (сложения) – длина, объем, масса.

Интенсивные – не зависят от массы, температуры, давления, вязкости.

Процесс - переход системы из одного состояния в другое.

Классификация процессов:

I По тепловому эффекту: Экзотермические – +Q выделяется энергия(-ΔH), эндотермические – -Q поглощение энергии(+ΔH). Термодинамическое – ур-е с указанием теплового эффекта

I По неменяющемуся параметру Изохорный V=const, Изобарный P=const, Изотермический T=const

Состояние системы – совокупность всех хим. и физ. свойств.

К функциям состояния относятся

U – внутренняя энергия – полная энергия системы, включающая в себя все виды потенциальной и кинетической энергии всех её частиц, т.е. энергию движения частиц, энергию хим.св. и ММВ, внутриатомную и ядерную энергию и т.п.;

H – энтальпия – количество тепла, переданного системе при изобарном процессе расходующееся на увеличение внутренней энергии и совершение работы;

S – энтропия - характеризует возможность протекания самопроизвольного процесса, введена Клаузисом в 1865г. – мера вероятности состояния, чем сложнее порядок, тем труднее его реализовать;

G – энергия Гиббса (изобарно-термический потенциал) – связывает энтропию и энтальпию. Δ G – критерий самопроизвольного протекания процесса Δ G<0 – р-я протекает самопроизвольно, Δ G =0 наступает состояние равновесия, ΔG >0 самопроизвольный процесс невозможен, возможна самопроизвольная обратная реакция;

F – энергия Гермгольца ΔF=ΔU-TΔS.

Обмен энергией осуществляется в виде работы и теплоты – это две формы передачи энергии.

U –непосредственно измерить невозможно, можно только ΔU – при взаимодействии с окружающей средой

Q - теплота – мера энергии, передаваемая от более нагретого, к более холодному телу. Передача за счет разности температур.

А – работа – мера энергии, передаваемая за счет перемещения масс.

Изохорный процесс: Q_V=-ΔU, изобарный процесс Q_P изменение энтальпии с обратным знаком Q_P =-ΔH, Q_P=ΔH+A, Q_V>Q_P. Q_P=ΔU+pΔV, pΔV=A – работа расширения.

Если в-ва и продукты находятся в стандартных условиях (P=101,3кПа=760мм.рт.ст, T=298К=25С). ΔH^°₂₉₈ – стандартная энтальпия образования, тепловой эффект 1го моль в-ва в стандартных условиях из простых в-в.

Закон Гесса: (следствие из 1го з-на термодинамики)тепловой эффект реакций не зависит от промежуточных стадий, от пути процесса, а определяется только начальным и конечным состоянием системы.

Для расчетов используется следствие из з-на Гесса Тепловой эффект реакции равен разности между суммой энтальпий продуктов р-й предварительно умноженной на соответственные коэффициенты и суммой энтальпий исходных веществ с учетом вклада каждого стехиометрического коэффициента. ΔH^°_Х.Р.=∑υ_jΔH^°_{298(прод)}- ∑υ_iΔH^°_{298(исх.в-в)}

Величина ΔH позволяет судить о прочности образующихся соединений. Чем меньше ΔH тем выше прочность образующихся соединений

Энтальпия образования простого в-ва равна 0.

Важным положением из з-на Гесса и его следствий является Закон Лавуазье-Лапласса: Тепловой эффект реакции разложения точно равен и противоположен по знаку температурному эффекту реакции образования.

1е начало термодинамики: закон сохранения энергии. Устанавливает эквивалентность при превращениях различных форм энергии, однако не показывает в каком направлении и до какого предела протекает процесс. Считалось, что самопроизвольно могут протекать только экзотермические р-и, но существуют и самопроизвольные эндотермические процессы(испарение). Чем больше беспорядок – тем более вероятно именно это состояние процесса, чем выше беспорядок – тем выше энтропия. Газы – носители энтропии (S). Для большинства множеств их термодинамическая вероятность достижения более вероятного состояния является гигантским числом. Поэтому вместо величины термодинамической вероятности используют значение энтропии S=R lnW, R – универсальная газовая постоянная, lnW – натуральный логарифм термодинамической вероятности.

2е начало термодинамики: позволяет предвидеть направление химических процессов в изолированной системе, энтропия в ней растет самопроизвольного процесса растет. Клаузис: теплота не может сама собою перейти от холодного тела к теплому. Больцман: энтропия изолированной системы стремится к максимусу.

3е начало термодинамики: энтропия идеального кристалла при Т=0К равна 0. При понижении температуры любая система переходит в состояние с большей внутренней упорядоченностью. Энтропия при этом уменьшается. При приближении к абсолютному нулю температуры энтропия стремится к нулю.

Наименьшим значением энтропии обладают твердые кристаллические вещества. Изменение энтропии при фазовых переходах:

Следствие из з-на Гесса для энтропии:

ΔS^°_Х.Р.=∑υ_jS^°_{298(прод)}- ∑υ_iS^°_{298(исх.в-в)}

У простых в-в энтропия не равна 0.

Энергия Гиббса: объединенный закон Δ G = ΔH^°_Х.Р.*10³ –ТΔS^°_Х.Р., ΔH^°_{Х.Р. –} энтальпийный фактор,ТΔS^°_Х.Р. – энтропийный фактор. При Δ G =0 можно рассчитать температуру равновения T_РАВН= ΔH^°_Х.Р.*10³/ ΔS^°_Х.Р.

По следствию из закона Гесса: ΔG^°_Х.Р.=∑υ_jΔG^°_{298(прод)}- ∑υ_iΔG^°_{298(исх.в-в)}

ΔG=-RT lnK_РАВН. Если использовать R=8,31 и переход от натурального логарифма к десятичному, то K_РАВН=10^{-ΔG / 19,113 Т}