Внутренняя энергия. Первый закон термодинамики.

Вну́тренняя эне́ргия термодинамической системы (обозначается как E или U) — это сумма энергий теплового движения молекул и межмолекулярных взаимодействий. В аксиоматической термодинамике движение молекул не рассматривается, и внутренняя энергия термодинамической системы определяется как функция состояния системы, приращение которой в любом процессе для адиабатически изолированной системы равно работе внешних сил при переходе системы из начального состояния в конечное[1].

Будучи функцией состояния, внутренняя энергия однозначно определяется состоянием системы. Изменение внутренней энергии при переходе из одного состояния в другое будет всегда равно разности между её значениями в конечном и начальном состояниях, независимо от предыстории системы и от пути, по которому совершался переход.

Внутренняя энергия определяется с точностью до произвольной аддитивной постоянной, и её нельзя измерить напрямую. Можно определить только изменение внутренней энергии, то есть разность внутренней энергии в различных состояниях, которая не зависит от выбора произвольной постоянной.

Термодинамическое определение внутренней энергии указывает на способ измерения этой величины. В математическом выражении для первого начала термодинамики:

\Delta U = \delta Q - \delta A \,

\ \delta Q \, — подведённое к телу количество теплоты, измеренное в джоулях

\ \delta A \, — работа, совершаемая телом против внешних сил, измеренная в джоулях

необходимо положить \ \delta Q \ = 0 для адиабатически изолированной системы. Приняв какое-либо состояние системы за нулевое, можно измерить работу, совершаемую внешними силами при переходе из нулевого состояния в любое другое состояние (или обратно). Тем самым система будет «энергетически проградуирована», каждому её состоянию будет сопоставлено определенное значение внутренней энергии[2]. Такая система, в свою очередь, сможет служить прибором (калориметром), с помощью которого можно будет измерять изменение внутренней энергии других систем, приводимых в тепловой контакт с системой.

15. Параметры термической и химической устойчивости (∆H и ∆G).

16. Тепловой эффект реакции и энтальпия. Закон Гесса.
В основе термохимических расчетов лежит закон постоянства количества теплоты, открытый русским химиком Г.И. Гессом в 1840 г.

Тепловой эффект реакции зависит только от начального и конечного состояний реагирующих веществ и не зависит от пути реакции (т.е. от числа стадий и промежуточных состояний).

Закон Гесса. Открыт в 1840 г российским ученым Г.И.Гессом. Тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном давленииили постоянном объеме не зависит от пути протекания реакции и определяется только природой и состоянием исходных веществ и конечных продуктов.

Рассмотрим процесс получения оксида углерода (IV) из графита:

Эту же реакцию можно осуществить в две стадии через образование оксида углерода (II):

Эти реакции можно представить следующей схемой:

В соответствии с законом Гесса можно записать:

ΔН₁ = ΔН₂ + ΔН₃ или ΔН₁ - ΔН₂ - ΔН₃ = 0. (2.9)

 

17. Энергия активации. Энергия Гиббса. Сравнение этих величин.
энергия активации

[activation energy] — разность между средней энергией частиц (молекул, радикалов, ионов и др.), вступающих в элементарный акт химической реакции, и средней энергией всех частиц реагирующей системы. Энергия активации разных химических реакций составялет от нескольких единиц до ~10 Дж/моль. Константа скорости реакции связана с энергией активации (Е) уравнением Аррениуса: К = K₀exp[-E/(RT)], где R - газовая постоянная, Т - абсолютная температуpa, К, K₀ — постоянные, называемые предэкспоненциальные множительные константы скорости;

Энергия Гиббса

Свободная энергия Гиббса (или просто энергия Гиббса, или потенциал Гиббса, или термодинамический потенциал в узком смысле) — это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции и дающая таким образом ответ на вопрос о принципиальной возможности протекания химической реакции; это термодинамический потенциал следующего вида:

Энергию Гиббса можно понимать как полную химическую энергию системы (кристалла, жидкостии т. д.)

Понятие энергии Гиббса широко используется в термодинамике и химии.

Самопроизвольное протекание изобарно-изотермического процесса определяется двумя факторами: энтальпийным, связанным с уменьшением энтальпии системы (ΔH), и энтропийным T ΔS, обусловленным увеличением беспорядка в системе вследствие роста ее энтропии. Разность этих термодинамических факторов является функцией состояния системы, называемой изобарно-изотермическим потенциалом или свободной энергией Гиббса (G, кДж)

18. Энтропия и ее свойства.
Термодинамическая энтропия S, часто просто именуемая энтропия, в химии и термодинамикеявляется функцией состояния термодинамической системы.