- •1. Термодинамика. Химическая термодинамика. Основные понятия. Термодинамическая система. Фаза. Классификация термодинамических процессов.
- •2. Системы гомогенные и гетерогенные. Основные параметры системы:
- •3. Понятие термодинамической функции. Внутренняя энергия, полная энергия системы. Устойчивость состояния системы.
- •4. Теплота, работа. 1-й закон термодинамики.
- •6. Энтропия, ее определение. Определение Клаузиуса и Планка. Второй закон термодинамики.
- •7. Классификация химических процессов. 1) по знаку; 2) по условиям протекания; 3) по самопроизвольности.
- •9. Энтропия образования вещества в результате химической реакции.Стандартная энтропия образования вещества (s ).Закономерности изменения энтропии.
- •10. Термодинамическое равновесие. Самопроизвольные процессы.
- •12. Влияние отдельных факторов на изменение энергии Гиббса.
- •16. Закон Гесса. Следствия из закона Гесса.
- •17. Обратимые и необратимые реакции. Состояние равновесия.Истинное равновесие. Стационарное и кажущееся равновесие. Константа равновесия.
- •18. Теория активации химических реакций.Механизм сложной химической реакции.
- •19. Закон Лавуазье-Лапласа.Закономерности изменения энтропии.
- •20. Виды химических реакций. Факторы, определяющие процесс реакции.
- •21. Химические реакции в твердой фазе.Способы инициирования реакций
- •22. Способы инициирования реакций Механохимия. Трибохимия
- •24. Виды диффузионных процессов в твердом теле.
- •25. Избыточная энтальпия.
- •26. Третий закон термодинамики.
- •27. Растворы. Дисперсии. Истинные растворы.
- •28. Идеальные растворы. Закон Рауля и отклонения от него.
- •29. Закон действующих масс. Закон разбавления Оствальда
- •30. Термодинамика процесса растворения. Физическая и Химическая сторона процесса растворения. Теплота растворения.
- •31. Энтропия растворения.Энергия Гиббса.
- •32. Уравнение Нернста
- •34. Методы идентификации продуктов реакции
- •2. Структурный анализ
Ответы на вопросы коллоквиума 2
1. Термодинамика. Химическая термодинамика. Основные понятия. Термодинамическая система. Фаза. Классификация термодинамических процессов.
Термодинамика (ТД) - это наука о переходах энергии, превращениях энергии из одного вида в другой и возможности этих превращений.Законы классической ТД имеют статистический характер, т.е. приложимы к макроскопическим системам из очень большого числа частиц и не применимы к отдельным атомам или молекулам.Объект изучения ТД – система, т.е. тело или совокупность тел, состоящих из множества молекул или атомов, образующих различные химические вещества, мысленно или фактически обособленных от окружающей среды.
Хим. термодинамика - изучает энергетические эффекты хим. реакций, возможности их самопроизвольного протекания и направления этих процессов, а также состояние равновесия.
Система - это вещество или совокупность веществ, мысленно или реально отграниченных от внешней среды. Пример: колба с реакционной смесью
Разновидности систем:
1. Открытые системы имеют массообмен и теплообмен с окружающей средой
2. Закрытые системы обмениваются энергией, но не обмениваются веществом
3. Изолированная системы - тепло- и массообмена нет.
Фаза - это часть системы с одинаковыми физ.и хим. свойствами и отделенная от других частей системы поверхностью раздела
2. Системы гомогенные и гетерогенные. Основные параметры системы:
объем, давление, температура и концентрация. Уравнение Менделеева Клайперона
Классификация термодинамических процессов.
1. Гомогенные (однофазные) системы - все вещества системы в одном агрегатном состоянии
H2(г) + Cl2(г) = 2HCl(г)
2. Гетерогенные (многофазные) системы - вещества в разных агрегатных состояниях
Fe(к)+2H2O(г) = H2(г)+Fe2O3(к)
В ходе различных превращений система переходит из одного энергетического состояния в другое. То или иное состояние системы определяется или характеризуются термодинамическими параметрами.
Основными параметрами системы являются: объем, давление, температура и концентрация. В зависимости от постоянства параметров процессы делятся на:
изохорные (V = const),
изобарные (p = const)
изотермические (T = const).
3. Понятие термодинамической функции. Внутренняя энергия, полная энергия системы. Устойчивость состояния системы.
Другие параметры, зависящие от основных, наз-ся ТД функциями состояния системы. В химии наиболее часто используются :
внутренняя энергияUи её изменение U при V = const;
энтальпия(теплосодержание) H и её изменение H при p = const;
энтропия S и её изменение S;
энергия Гиббса G и её изменение G при p = const и T = const.
Для функций состояния характерно, что их изменение в хим. реакции определяется только начальным и конечным состоянием системы и не зависит от пути или способа протекания процесса.
Внутренняя энергия ( Internal Energy) – U. Внутренняя энергия U определяется как энергия случайных, находящихся в неупо-рядоченном движении молекул. Энергия молекул находится в диапазоне от высокой, необходимой для движения, до заметной лишь с помощью микроскопа энергии на молекулярном или атомном уровне.
Полная энергия системы:
Кинетическая энергия движения системы в целом
Потенциальная энергия, обусловленная положением системы во внешнем поле
Внутренняя энергия.
Для хим. реакций изменение полной энергии хим. системы опред-ся только изменением ее внутренней энергии.
Внутренняя энергия включает поступательную, вращательную, колебательную энергию атомов молекул, а также энергию движения электронов в атомах, внутриядерную энергию.
Количество внутренней энергии (U) вещества определяется количеством вещества, его составом и состоянием
Устойчивость системы определяется количеством внутренней энергии: чем больше внутренняя энергия, тем менее устойчива система
Запас внутренней энергии системы зависит от параметров состояния системы, природы в-ва и прямо пропорционален массе вещества.
Абсолютное значение внутренней энергии определить невозможно, т.к. нельзя привести систему в состояние, полностью лишенное энергии.
Можно судить лишь об изменении внутренней энергии системы U при её переходе из начального состояния U1 в конечное U2:
U = U2U1,
Изменение внутренней энергии системы (U), как и изменение любой ТД функции, опр-ся разностью её величин в конечном и начальном состояниях.
Если U2 U1, то U = U2U1 0,
если U2 U1, то U = U2U1 0,
если внутренняя энергия не изменяется
(U2 = U1), то U = 0.
Во всех случаях все изменения подчиняются
закону сохранения энергии:
Энергия не исчезает бесследно и не возникает ни из чего, а лишь переходит из одной формы в другую в эквивалентных количествах.
Рассмотрим систему в виде цилиндра с подвижным поршнем, заполненного газом
При р = const теплота Qp идёт на увеличение запаса внутренней энергии U2 (U2U1) U>0 и на совершение системой работы (А) по расширению газа V2 V1 и поднятию поршня.
След-но, Qр= U + А.