Первый закон термодинамики т е р м о х и м и я

Математические формулировки Частные случаи I-го закона

I-го закона

1. Для изолированных систем: 1. Процесс протекает при

Δ u = Q (1) T, V = const

где u - внутренняя энергия, Q_V = Δu (4)

кДж - функция состояния 2. Процесс протекает при

моль T, p = const

2. Для закрытых систем: Q_p = ΔH (5)

Δu = Q - pΔV - A` (2) Н - энтальпия, кДж/моль

Q - теплота, кДж/моль функция состояния

pΔV - работа расширения Физический смысл энтальпии:

А` - полезная работа, кДж/моль а) внутренняя энергия рас-

ширенной системы

функции процесса б) теплосодержание

3. Для открытых систем: в) ΔН - тепловой эффект

Δu = Q - pΔV - A` + μΔn (3) изобарно-изотермической

m - химический потенциал реакции

Δn - количество вещества, вво­димого

в систему

Термохимия

Δ_гН - теплота реакции aA + bB → cC + dD

Δ_гН^о₂₉₈ - стандартная теплота ре- Δ_гН = (сΔ_fH_(C) + dΔ_fH_(D) -

акции - (aΔ_fH_(A) + bΔ_fH_(B)) (6)

Δ_fH^o₂₉₈ - стандартная теплота об-

разования химического Δ_гB = (aΔ~H_(A) + bΔ~H_(B)) -

соединения - (cΔ~H_(C) + dΔ~H_(D))

Δ~Ho298 - стандартная теплота

сго­рания

ВТОРОЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Математические формулировки Свободная энергия Гиббса

II закона

1. Неравенство Клаузиуса Δ_гG - свободная энергия хими-

Q ческой реакции

ΔS ≥ (1) Δ_fG - свободная энергия образо-

T вания химических веществ,

S - энтропия, Дж/моль^.К кДж/моль

S^o₂₉₈ - стандартная энтропия Δ_fG^o₂₉₈ - стандартная свобод-

ная энергия образования,

2. Формула Больцмана кДж/моль

S = klnW (2) Вычисления Δ_гG химических ре-

акций:

3. Расчет энтропийного фактора 1) Δ_гG = Δ_гH - T Δ_гS

химической реакции: 2) Для условной реакции:

аА + bB 6 cC + dD Δ_гG = cΔ_fG_(C) + dΔ_fG_(D)-

Δ_гS = (cS_(C) + dS_(D)) - - aΔfG_(A) - bΔ_fG_(B)

- (aS_(A) + bS_(B)) 3) Для реакций в растворе:

C^c_C^.C^d_D

Δ_гG = Δ_гG^o + RTln ^.

C^a_A^.C^b_B

Характеристики химического равновесия

С^сС ^. C^dD

К_с = ; ΔG^o = -RT ln K

C^aA ^. C^bB

Частные случаи констант равновесия:

1) Константа диссоциации: СН₃СООН ↔ Н⁺ + СН₃СОО^¯

С(Н⁺) ^. С(СН₃СОО^¯)

К_а =

С(СН₃СООН)

2) Константа диссоциации: NH₄ОН ↔ NH₄⁺ + OH^¯

С(NH₄⁺) ^. С(ОН^¯)

К_в =

C(NH₄ОН)

3) Константы гидролиза солей:

NH₄CI + H₂O ↔ NH₄OH + HCI

NH₄⁺ + H₂O ↔ NH₄OH + H⁺

С(NH₄OH) ^. С(H⁺) К_w

К_гидр. = =

С(NH₄⁺) K_b

CH₃СООNa + H₂О ↔ СН₃СООН + NaOH

CH₃СОО^¯ + H₂О ↔ СН₃СООН + OH^¯

С(СН₃СООН) ^. С(ОН^¯) К_w

К_гидр. = =

С(СН₃СОО^¯) К_а