Формулировки

Все темы данного раздела:

Предмет, структура и методы физической химии.
1.1. Физическая химия изучает общие вопросы химического строения веще-ства, общие количественные закономерности химического равновесия и химических процессов, а также физических явлений, которые их

Термодинамические системы .
2.1.1. Термодинамическая система – это часть материального мира, отделенная от окружающей среды реальными или воображаемыми границами и являющаяся объектом исследования. Окр

По составу
Термодинамическая система состоит из компонентов. Компонент - это вещество, которое может быть выделено из системы и существовать вне ее, т.е. компоненты – это независимые в

Определение.
Состояние ТДС – это совокупность всех ее измеримых макроскопических свойств, имеющих, следовательно, количественное выражение. Макроскопический характер свойств означает, что и

Равновесие
Классическая термодинамика обычно ограничивается рассмотрением равновесных состояний ТДС. Равновесие - это такое состояние, к которому самопроизвольно приходит ТДС, и в кото

Внутренняя энергия как функция состояния системы
Циклический процесс Нециклический процесс (1→2) p1 V1, T1 p1 V1, T1

Изохорное нагревание
dQv = n CvdT = dUv ê: n Þ dUV = CvdT Þ Cv =

Изотермическое расширение идеального газа
U = f(T). dUТ = 0 dQ = dWрасшир. = pdV; Q = W =

Стехиометрическое уравнение химической реакции и химическая переменная.
Обычная запись уравнения химической реакции ênA ê A + ênB êB = nC C + nD D, или в общем виде

Теплоты химических реакций и их связь с изменением термодина-мических функций.
4.2.2.1. Теплота при постоянном объеме Теплотой химической реакции называют количество те

Формулировка
Теплота реакции не зависит от пути протекания процесса, т.е. промежуточных химических стадий, через которые он проходит, а только от начального и конечного состояния веществ. З

Расчет изменеия термодинамических функций в химических реакциях
По закону Гесса теплоту реакции можно представить в виде суммы изменения внутренней энергии всех веществ, участвующих в реакции

Первое следствие.
4.4.1.1. Понятие стандартной теплоты образования вещества Согласно 1-ому закону термодинамики невозможно измерить абсолютное значение энергии, а только ее изменение. Поэтому нужно выбрать

Экспериментальное определение теплот реакций.
4.4.2.1. Калориметрия – метод непосредственного экспериментального измерения теплот химических реакций в приборе, называемом калори-метром. Различают калориметры

Теплота реакция равна сумме теплот сгорания реагентов минус сумма теплот сгорания продуктов с учетом модулей стехио-метрических коэффициентов.
4.4.3. 3-ье следствие из закона Гесса – пересчет экспериментальных теплот сгорания на теплоты образования 3 Сграф. + 3 Н2 + 1/2О2

Приближенный расчет теплот химических реакций по знергиям связи
4.5.1. Энергия связи – это средняя энергия, необходимая для разрыва связи в 1 моле газообразного вещества до состояния газообразных атомов: HClгаз

Теплота растворения
Раствор – это фаза переменного состава, существующая в определенных пределах термодинамических параметров. Раствор – гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов. Свойства раствора з

Зависимость теплоты реакции от температуры
Реагенты Т1 Продукты Т1 ; DrHт1

Зависимость теплоемкости от температуры для идеального газа
4.8.1.1. Связь Ср и Сv Сv = Сp

Энергия молекул как сумма энергий различного вида движения
Внутренняя энергия – это сумма энергии частиц, составляющих термодинамическую систему. В идеальном газе отсутствует энергия взаимодействия молекул, поэтому внутренняя энергия определяется как сумма

Теплоемкость твердых тел
В твердом теле единственным видом движения является колебания элементов кристаллической решетки, ячейки которой повторяются в пространстве. Твердое тело (например, металл) можно представить как наб

Анализ уравнения Кирхгоффа
  4.8.5.1. DrСр = 0 DrНT1= DrНT2 . Теплота реакции не зависит

Интегрирование уравнения Кирхгоффа
4.8.6.1. Для пересчета теплоты реакции с одной температуры на другую нужно использовать определенный интеграл

Второй закон термодинамики
Первый закон термодинамики устанавливает эквивалентность различных видов энергии и форм их передачи. 2-ой закон термодинамики говорит скорее об обратном. Теплота и работа в определенном смысле неэк

Для каждой фазы a, содержащей k компонентов, существует аддитивная функция состояния, называемая энтропией
Sa = Sa(Ua, Va, n1a, na2 , ..nak);

Изменение температуры в закрытой сиситеме
5.3.1.1. V = const. dS = =

Изотермическое расширение-сжатие идеального газа
dS = ; DS =

P,T p,T p,T
nk/ Snk = Nk мольная доля   DS = DSa + DS

Химические реакции
  DrS = SnjSj - S½ni½Si = SnkSk.(5.12)

Статистический смысл энтропии
Термодинамические соотношения не зависят от природы веществ, но термодинамические свойства индивидуальных соединений находят опытным путем. Задача статистической термодинамики – определение характе

Термодинамическая вероятность.
5.5.3.1. В равновесии термодинамические параметры системы постоянны , но микрохарактеристики молекул претерпевают непрерывные изменения. Таким образом, макросостояния системы реализуется множеством

Процессы , ведущие к увеличению энтропии
5.5.5.1. Увеличение числа частиц, например, распад молекул, диссоциация. 5.5.5.2. Увеличение объема фазового пространства, т.е. увеличение числа ячеек, или возможных состояний. а)

Остаточная энтропия
Реальные кристаллы могут иметь дефекты – дырки по Шоттки и Френкелю, дислокации, нарушения кристаллической решетки, основной уровень может быть вырожденным. В этих случаях энтропия при абсолютном н

Фундаментальное уравнение Гиббса
Уравнение 2-го закона не очень удобно для использования, так как в нем характеристики системы выражаются через функции процесса. Желательно, чтобы свойства системы выражались через ее параметры. Дл

Критерии направления самопроизвольных процессах в изотермических условиях. Термодинамические потенциалы.
Фундаментальные уравнения Гиббса определяют свойства термодинамических систем, когда в качестве независимых переменныых выступают экстенсивные параметры (U, VилиS, V),

Физический смысл
Проинтегрируем фундаментальное уравнение Гиббса при T, p = const dU - TdS + pdV £ - dW’ d(U –TS +PV) £ - dW’ D(U –TS

Характеристические функции
7.3.1. Определение. Характеристические функции - это экстенсивные функции состояния системы, посредством которых, а также производных от них различных порядков по

Полные дифференциалы и частные производные характеристиче-ских функций в закрытых системах (урпанения Массье)
dU = TdS – pdV Эти выражения получились как преобразования dН = TdS – Vdp фундаментального уравнения Гиббса к другим dA = –SdT – pdV

Зависимость энергии Гиббса от температуры и давления
G º U + pV– TS º H – TS(7.21) DG pT º D H -TDS, D rG pT º D rH -TDrS(7.22)

Фундаментальное уравнение Гиббса для открытых систем
8.1. Дифференциалы характеристических функций dU = TdS – pdV - dW’ Гиббс ввел в качестве переменной массу, а точнее количество м

Понятие химического потенциала.
mka - химический потенциал всегда является интенсивной характеристикой состояния компонента k в фазе a.

Уравнение Гиббса-Дюгема
Напишем полный дифференциал внутренней энергии из определения (8.7) dU = TdS + SdT – pdV – Vdp +

Выражение химического потенциала компонента идеального газа
8.5.1. Чистое вещество в закрытой системе (n = const) m = G/n = G. dG = - SdT + Vdp

Смесь газов
Рассмотрим процесс смешения: исходное состояние – 2 газа в стандартных условиях, конечное состояние смесь газов при той же температуре и том же общем давлении.

Коэффициент летучести. Стандартные состояния.
m 1

Общее условие химического равновесия в закрытой системе
В химической реакции происходит изменение числа молей компонентов в соответствии со стехиометрическим уравнением 0 =S nkAk. Этим системы с химическими реакция

Гомогенные газовые реакции
Уравнение изотермы химической реакции определяет изменение энергии Гиббса за один пробег (=1) химической реакции при пос

Гетерогенные реакции
Такие реакции протекают на границе раздела фаз. Рассмотрим реакцию FeOтв. + H2газ = Feтв. + H2Oж. n -1 -1 1

Влияние давления на направление реакции
Уравнение изотермы химической реакции позволяет определить, как изменяется направление реакции, если мы изменяем общее давление в системе 3/2 H2 + 1/2N2 = NH

Константа равновесия
DGpT = DGT0+ RT lnP p*knk = DGT0 + RT ln

Идеальный газ при постоянном давлении и температуре
Парциальные давления компонентов газовой смеси можно выразить через их мольные доли и общее давление в системе р*к = робщ.хk, отсюда

Идеальный газ при постоянном объеме и температуре
pV = nRT, p = nRT/V = cRT Kp = = P C*kn

Вывод уравнения Вант-Гоффа
Для вывода потребуются 2 уравнения:уравнение Гиббса-Гельмгольца (7.30) и уравнение изотермы химической реакции – DrGTº = RT ln Kp.

Использование уравнения Вант-Гоффа
9.4.3.1. Определение DrHº по температурной зависимости константы равновесия а) две точки в небольшом интервале температур, Dr

Экспериментальное определение констант равновесия.
-DrGºT = RT ln Kp. Положительное значение DrGºTне означает, что реакция вообще не может идти, она

Статистические расчеты констант равновесия
Все термодинамические функции выражаются через статистические суммы веществ Q = Si gi exp(-ei/kT)