Введение в химическую термодинамику. Основы термохимии, Общие сведения - Химическая кинетика, равновесия, термодинамика

Общие сведения

Термодинамика - наука о превращениях энергии в различных процессах, как физических, так и химических, и о направлении процессов, о равновесии. Она описывает поведение не отдельных частиц (молекул или атомов), а больших коллективов, которые подчиняются статистическим законам. Термохимия - часть термодинамики, изучающая тепловые эффекты процессов. Обычно считают, что химия - это специфический раздел физики. Можно и так, но в данном пособии более уместно обратное представление: такие физические процессы, как превращения твердое тело <> жидкость, жидкость <> пар, являются простейшими частными случаями химических равновесий и описываются законами химической термодинамики.

Термодинамическая система - это тело или группа тел, которые находятся в контакте и могут обмениваться веществом и энергией. Термодинамика рассматривает в основном равновесные системы.

Открытая система - такая, которая может обмениваться с окружающей средой веществом и энергией. Закрытая - может обмениваться с окружающей средой энергией, но не веществом. Изолированная - не может обмениваться ни тем, ни другим.

Параметры состояния и функции состояния системы. Каждое состояние системы характеризуется набором физических величин, таких, как температура T, давление p, объем V, химический состав (обычно выражаемый в мольных долях различных компонентов: x1, x2...) и ряд других, рассматриваемых ниже. Но не все они являются независимыми.

Параметры состояния - это величины, которые, будучи взяты в минимальном числе, однозначно определяют равновесное состояние системы. Остальные величины зависят от этих параметров и являются функциями состояния. Те величины, которые зависят от количества вещества, обычно относят к одному молю.

Для данного состава и данного количества вещества величины T, p и V в равновесии однозначно связаны между собой уравнением состояния, хотя его простой аналитический вид хорошо известен лишь для идеальных газов: pV=nRT, а в остальных случаях его для каждой системы приходится устанавливать экспериментально. Если мы произвольно задаем T и p, то молярный объем уже от нашей воли не зависит, а является функцией состояния. Если же мы задаем произвольно температуру и молярный объем, этим однозначно определяется давление. Тогда T и V - параметры состояния, а p - функция состояния.

Число независимых параметров состава x на единицу меньше числа компонентов, потому что содержание последнего компонента определяется по разности.

Например, если задано, что система железо - кислород содержит 70 ат. % кислорода О (не О2), при общем количестве атомов 1 моль и находится в равновесии при 1000 К и давлении в 1 бар - этим определяется, что содержание железа - 30 ат. %, и мы имеем смесь Fe2O3 (тв.) и О2 (газ), и однозначно определяется молярный объем системы. Жестко заданы и все прочие свойства равновесной системы. Следовательно, они являются функциями состояния.

Энергия. Вообще говоря, система может двигаться как целое и иметь кинетическую энергию, может находиться во внешних полях (гравитационном, электрическом, магнитном...) и иметь потенциальную энергию. Но эти явления химия не рассматривает. Основное внимание обратим на внутреннюю энергию U. U - это совокупность всех видов потенциальной и кинетической энергии частиц внутри системы: молекул, атомов, ионов, электронов, ядер, внутриядерных частиц. Она включает и те виды взаимодействий, о которых мы еще не знаем. Поэтому нельзя измерить абсолютное значение U. Но зато можно определить ее изменения в различных процессах. U однозначно определяется состоянием системы и потому относится к функциям состояния.

Похожие статьи




Введение в химическую термодинамику. Основы термохимии, Общие сведения - Химическая кинетика, равновесия, термодинамика

Предыдущая | Следующая