14) Постулат планка. Теплоемкость. Расчет энтропии.

Расчет энтропии: SQ=dS (1)-> S(T)-S₀=

Где S₀ =S при T=0 K

Микросостояние системы при 0 Кельвина

W=1 -> S₀ = K ln 1=0 ->S₀=0 (3)

Постулат Планка (альтернативная формулировка тепловой теоремы) устанавливает, что энтропия любого хим. соед. в конденсир. состоянии при абс. нуле т-ры является условно нулевой и м. б. принята за начало отсчета при определении абс. значения энтропии в-ва при любой т-ре. Ур-ния (1) и (2) определяют энтропию с точностью до постоянного слагаемого.

Постулат Планка:

Энтропия идеального кристалла индивидуального вещества при 0 кельвина=0

(2,3) -> S =

Cp=SQ/dT –теплоемкость при постоянном давлении

Ср=а₀+а₁Т+а₂Т²

⧋Sф.п.=⧋Нф.п./Тф.п. (5)

Теплоёмкость тела (C) — физическая величина, определяющая отношение бесконечно малого количества теплоты δQ, полученного телом, к соответствующему приращению его температуры δT:

Энтропия – способность энергии к превращениям. Изменение энтропии ∆S термодинамической системы при обратимом процессе как отношение изменения общего количества тепла ΔQ к величине абсолютной температуры T.

Энтропия –мера разупорядоченной (хаотичной) системы.

S=

15)Принцип Ле Шателье .

Если в системе находящейся в термодинамическом равновесии изменить какой-либо параметр состояния , то в ней возможно протекание такого же процесса, который сопровождается уменьшением указанного воздействия на систему.

CO2+4H2=CH4+2H2O ⧋H<0 (экзотермический)

1. ⧋ С_СО2>0 ⧋С_Н2>0 ⧋C_CH4<0

2. При t⁰ равновесие смещается в сторону эндотермического процесса

16) Расчет тепловых эффектов реакций через ⧋Нf и ⧋Hc

3. Тепловой эффект прямой реакции равен по величине и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции (закон Лавуазье—Лапласа).

Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот образования(ΔHf) продуктов реакции и исходных веществ, умноженных на стехиометрическиекоэффициенты (ν):

Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот сгорания(ΔHc) исходных веществ и продуктов реакции, умноженных на стехиометрические коэффициенты (ν):

a1A1+a2A2+……..=b1B1+b2B2+…………

А1-исходные вещества

В1-продукты реакции

А1Ь1-стехнометрические коэффициенты

Qp= ⧋H

Закон Гесса позволяет вместо неизвестных величин ⧋H для какой-либо относительной реакций

H2+1/2O2=H2SO4 ⧋Hf (H2O) –Теплота образования H2O из простых веществ

⧋H=

4H3N+5O2=4NO+6H2O ⧋Hf (2)=0 т.к. О2-простое вещество

Qp=⧋H (4)* ⧋Hf(3)+6⧋Hf (4)-4⧋Hf(1)

C2H4+3O2=2CO2+2H2O ⧋Hc (C2H4)- Теплота сгорания этилена.

⧋H=-

СH3COOH+C2H5OH=H2O+CH3COOC2H5

Qp=⧋H=-⧋Hc (4)+ ⧋Hc(1)+ ⧋Hc(2)

17) Условия самопроизвольного протекания процессов и термодинамического равновесия в закрытой системе при p,T=const и V,T=const

Максимальная работа полученная в равновесных процессах , равна убыли изохорного изотермического потенциала системы. Можно сказать в закрытой системе при T и V константа возможны только такие самопроизвольные процессы при которых И.И.П. уменьшится

⧋F=⧋U-T⧋S ⧋F<0

Критерий ТДР: max F

Изобарно изотермический потенциал

dU=SQ=pdV-sW’ (1)

SQ/T=dS (2)

SW’ =-dU+TdS-pdV=-d(v-TS+pV)=-dG 93)

G-изобарный или свободная энергия

W’=⧋G (4)

Максимальная полезная работа (совершенная в равновесных процессах) равна убыли изобарной системы потенциала. Можно сказать, что при p,t =const самопроизвольное протекание только в таких процессах в которой уменьшается изобарный потенциал системы.

⧋G<0 Критерий ТДР : min G , min F

G=U-TS+pV =H-TS=F+pV