4. Теплота, работа. 1-й закон термодинамики.

При переходе неизолированной системы из одного состояния в другое изменение её внутренней энергии осуществляется путём обмена с окружающей средой.

Тепло - Тепло может быть определено, как энергия, передаваемая от объекта с более высокой температурой к объекту с менее высокой температурой. Сам по себе объект не обладает "теплом"; соответствующий термин для микроскопической энергии объекта - внутренняя энергия. Внутренняя энергия может увеличиваться путем переноса энергии к объекту от объекта, имеющего температуру выше - этот процесс называется нагревом.

Работа - Когда работа совершается термодинамической системой (чаще всего это газ, который совершает работу), то работа совершенная газом при постоянном давлении определяется как : W = p dV, где W - работа, p - давление, а dV -изменение объема.

В случаях когда давление не является постоянным, работа может быть представлена интегральным образом, как площадь поверхности под кривой в координатах давление, объем, которые представляют происходящий процесс.

Основными формами обмена с окружающей средой являются совершение работы и выделение или поглощение теплоты.

Это основа первого закона термодинамики, который устанавливает соотношение между теплотой (Q), работой (А) и изменением внутренней энергии системы (U).

1-й закон термодинамики:

Количество теплоты, полученное системой, идет на изменение ее внутренней энергии и совершение работы над внешними телами:

Q = U+ A

U = U₂ - U₁ - изменение внутренней энергии cистемы

Ур-ние: Q_р = U + А выражает суть первого закона ТД: сумма изменений внутренней энергии и совершенной системой работы равна сообщенной ей теплоте.

Если в системе имеет место только работа по расширению, то А = рV, где V – изменение объёма системы (V = V₂ – V₁).

Тогда Q_p= U + pV.

Заменяя U на U₂ – U₁ и A на (pV₂ – pV₁), получим: Q_p= U₂ – U₁+ pV₂ – pV₁ или

Q_p= (U₂ + pV₂)  (U₁ + pV₁).

Обозначим сумму (U + pV) буквой Н, т.е.

U + pV = Н.

5. Энтальпия или теплосодержание. Энтальпия образования вещества.

Это ещё одна важная т.д. ф-ция состояния системы: энтальпияилитеплосодержание.

ТогдаQ_p= U + pV можно записать в виде:

Q_p= Н₂ – Н₁.

Энтальпия, как любая функция состояния, зависит от параметров состояния системы, её природы, физ. состояния и кол-ва в-ва, а её изменение (Н) определяется только начальным и конечным состоянием системы и записывается в виде:

Н = Н₂ – Н₁. Поэтому: Q_p = Н.

Это означает, что теплота, сообщённая цилиндру в изобарических условиях при р = const, соответствует изменению энтальпии системы.

Энтальпия образования простого вещества

В качестве простых веществ выбирают химические элементы в их естественном фазовом и химическом состоянии при данной температуре. Так, при 298 К для хлора простым веществом служит газообразный хлор, состоящий из молекул С1₂, а для калия - металлический калий. Энтальпия образования твердого КСl при 298 К - это энтальпия реакции:

К(тв.) + ¹/₂Сl₂= КСl(тв.).

Энтальпия образования КСl (тв.) при 500 К соответствует реакции: К(жидкий) + ¹/₂Cl₂ = КСl(тв.), так как естественным фазовым состоянием (простым веществом) для калия становится уже не кристалл, а жидкость (т-ра плавления К 336,66 К).

Энтальпия образования может быть определена при любой температуре.

Энтальпию образования определяют экспериментально калориметрическими измерениями. Второе и третье начала термодинамики позволяют получать этнальпию образования из экспериментальных данных. Теоретические расчеты энтальпии образования химических соединений пока неосуществимы. Возможны эмпирические оценки энтальпии образования, например, из энтальпии образования родственных соединений.

Изменение энтальпии образования простых веществ в их стандартном состоянии принимаются = 0:

H (N2,газ) = 0; H (Сграфит) = 0

Стандартное состояние: Р = 101,3кПа; n = 1 моль ; для растворов концентрация - 1 моль/л ; Т- любая, при которой вещество может существовать