Добавил:
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
Скачиваний:
28
Добавлен:
17.04.2013
Размер:
54.27 Кб
Скачать

Лекция 2.

Термодинамические системы. Состояние равновесия.

Нулевой принцип термодинамики Ēкин = 3/2KT

Термическое равновесие

Газовые законы.

Уравнение состояния идеального газа. Реальные газы.

Лекция №3

Закон Шарля-Гейлюсака. закон теплового расширения газа.

Величины R.

Смесь идеальных газов. Закон Дальтона

Закон Максвелла (распределение молекул по скоростям)

Реальные газы. Уравнение состояния

Лекция №4

Ван-дер-Ваальс, ввел две поправки в уравнение состояния идеального газа.

(P+a*n22)(ν-b)=nRT (для n-моль);

Первый закон термодинамики – закон сохранения и превращения энергии в применении к тепловым процессам, которые связаны с превращениями теплоты и работы.

Лекция №5.

Работа расширения

Опыт Джоуля-Томпсона-дает представление о существовании у материи еще одной функции – энтальпии Н=U+pV

Изоэнтропийный изобарический процесс. H=const; A=∆U

Теплоемкость.

Принцип эквивалентности тепла и работы.

Лекция №6.

Функция состояния

Приложение первого начала термодинамики к простейшим процессам.

Изотермическое, обратимое расширение идеального газа.

Изохорический процесс

Изобарический процесс.

Лекция №7.

Взаимосвязь между изменениями функций ∆U и ∆H. ∆Н=U-p∆V+V∆p

Теплоемкость газа. Сv=dU/dT, Cp=dH/dT

Адиабатический процесс.

Лекция №8.

Термохимия. Тепловой эффект химической реакции.

Закон Гесса – закон постоянства сумм теплот химических реакций.

Лекция №9.

Следствие из законов Гесса. Практическое значение уравнения закона Гесса.

Теплота образования химических соединений и некоторых веществ.

Стандартное состояние элемента.

Лекция №10.

Реакции в растворах и энтальпии образования растворенных веществ.

Следствия из законов Гесса: Закон Луавазье – Лапласа:

Теплоемкость газов, твердых и жидких тел

Зависимость теплового эффекта реакции от температуры. Формула Кирхгофа.

Лекция № 11

Формулы Кирхгофа в дифференцируемом виде (x).

Зависимость испарения жидкости от температуры

Энтропия. 2-ой закон термодинамики. du = бQpdv – бA’; бQ = Tds

Формулировки 2го начала т/д. Постулат Клаузиуса.

Лекция №12.

Формулировка Томпсона. Второе начало т/д.

Метод Карно - Клаузиуса

Основные выводы, вытекающие из анализа цикла Карно.

Теорема Карно-Клаузиуса.

Введение понятия Энтропия.

Метод Каретеодори.

Лекция №13.

Принцип недостижимости Каратериодири.

Физический смысл энтропии. Энтропия и необратимые процессы.

Лекция №14.

Энтропия как критерий равновесия и направленности процесса (в изолированных системах).

Типы задач, в которых встречается изменение энтропии (2 типа):

Расчет изменения энтропии.

Правило Трутона.

Лекция №15.

Энтропия и теплоемкость.

Нагревание вещества при постоянном давлении.

нагревания вещества при постоянном объеме.

Изменение энтропии идеального газа.

Смешение двух идеальных газов.

Парадокс Гиббса.

Лекция №16.

Энтропия смешения.

Разрешение парадокса Гиббса.

Физическое основание парадокса Гиббса.

Необратимые смешивания газов (при T=const).

Представление об аддитивности свойств энтропия.

Адиабатическое смешивание газов.

Лекция №17

Неравновесный процесс переохлажденной жидкости.

Определение абсолютного значения энтропии

Общее управление для вычисления абсолютного значения энтропии вещества.

Расчет изменения энтропии в результате химической реакции.

Лекция №18.

Приложение второго закона термодинамики.

Уравнение Клаузиуса – Клайперона.

Свойства калорических коэффициентов.

Формула Клаузиуса – Клайперона.

Лекция №19.

Зависимость энтропии от V, P, T

Дифференцирование уравнения состояния.

Термические коэффициенты.

Термическое и калорическое уравнения состояния.

Т/д температурная шкала.

Схема для 3-ех обратимых циклов Карно.

Лекция №20.

Т/д температура

Условие теплового равновесия

Энтропия и т/д вероятность. Понятие т/д вероятности.

Функция Больцмана.

Фазовое пространство.

Лекция №21.

Т/д вероятность для системы, состоящей из двух частиц (молекул).

Гипотеза Больцмана.

Связь энтропии с т/д вероятностью.

Вывод формулы Больцмана(по Планку).

Лекция №22.

Гипотеза тепловой смерти и ее несостоятельность.

Равновесные и неравновесные процессы

Реальные процессы (неравновесные).

Лекция №23.

Скорость возникновения энтропии.

Диссипация.

Энтропия и деградация внутренней энергии.

Лекция №24.

Фундаментальное уравнение Гиббса.

Т/д потенциал как вспомогательная функция.

Соотношение Максвелла.

Связь т/д потенциалов с работой процесса.

Лекция № 25.

Химическое сродство.

Уравнение Гиббса-Гельмгольца.

Уравнение Гибба-Гельмгольца выражение через максимальную полезную работу.

Лекция № 26.

Работа гальванического элемента.

Уравнение Гиббса – Гельмгольца

Постулаты уравнения. Г.-Г.

Тепловой закон Нернста. (третье начало термодинамики).

Следствие теоремы Нернста.

Поведение химических коэффициентов вблизи абсолютного нуля (коэффициент определит зависимость объема от температуры ).

Лекция № 27.

Вычисление энтропии и поведение теплоемкости ср и сV при Т0

Недостижимость абсолютного нуля.

Выражение идеального газа.

Разность теплоемкостей.

Лекция №28.

Системы с переменными массами веществ.

Фундаментальные уравнения.

Понятие химического потенциала.

фундаментальное уравнение в общем виде для открытой системы:

Химический потенциал идеального газа и составляющей газа.

Характеристические функции.

Лекция №29.

Получение всех термодинамических переменных через U, S, V.

Зависимость внутренней энергии от объема и энтропии:

Химическое равновесие.

Условие химического равновесия.

Термодинамический вывод для const химического равновесия.

Лекция №30.

Условия направленности химического процесса.

Закон действующих масс

Фугитивность

Взаимосвязь между различными константами равновесия.

Уравнение изотермы химической реакции.

Лекция №31.

Взаимосвязь между изменениями G и F химических реакций,

протекающих при постоянной T.

Зависимость K от T. Уравнение изобары и изохоры Вант-Гоффа

Соседние файлы в папке Лекции (Павлова)