close

Вход

Забыли?

вход по аккаунту

код для вставкиСкачать
Адиабатический процесс. (11)
Адиабатический процесс — термодинамический процесс в
макроскопической системе, при котором система не получает и не
отдаёт тепловой энергии. ∆U=-A
Влияние температуры на равновесие. Уравнение ГиббсаГельмгольца. (35)
Уравнения Гиббса-Гельмгольца-термодинамические соотношения,
устанавливающие связьмежду внутренней энергией U и энергией
Гельмгольца F или между энтальпией H и энергией Гиббса: U=F

T( ) и H=G-T( )


Второе начало термодинамики. (16)
Второе начало термодинамики гласит, что невозможен
самопроизвольный переход тепла от тела, менее нагретого, к телу,
более нагретому.
Двухкомпонентные системы. Смесь идеальных газов. (24)
Смесь идеальных газов-смесь отдельных газов, не вступающих между
собой ни в какие химические реакции. Каждый газ (компонент) в
смеси независимо от других газов полностью сохраняет все свои
свойства и ведет себя так, как если бы он один занимал весь объем
смеси. Газовая смесь подчиняется закону Дальтона: Общее давление
смеси газов равно сумме парциальных давлений
Зависимость константы скорости реакции от температуры.
(23)
Аррениус предложил следующее уравнение, описывающее
зависимость константы скорости реакции от температуры: k = s exp(DHa/RT)
Предэкспоненциальный множитель s называется аррениусовским
частотным фактором и в бимолекулярной реакции определяется
частотой столкновений молекул, которые имеют подходящую
ориентацию для того, чтобы вступить в химическое взаимодействие,
DНа - теплота (или энтальпия) активации, R - универсальная газовая
постоянная. DНа равна кинетической энергии, которой должны
обладать сталкивающиеся частицы, чтобы преодолеть их взаимное
отталкивание и образовать продукты.

Закон Кирхгофа (14)
= ∑( ′  ′ ) − ∑()

Закон Шарля-Гей-Люссака, Бойля-Мариотта(4)
Закон Шарля и Гей-Люссака гласит, что если объем газа остается
постоянным, то при повышении температуры этого газа на один
градус давление газа увеличится на 1/273 часть величины, которую газ
имел при температуре 0°С.
Закон Бойля — Мариотта: При постоянной температуре и массе
идеального газа произведение его давления и объёма постоянно. pV =
const. Критическое состояние- предельное состояние равновесия
двухфазных систем, в котором обе сосуществующие фазы становятся
тождественными по своим свойствам;
Идеальные растворы двух летучих компонентов. Полное
давление по Дальтону(25)
Идеальными при любых концентрациях являются растворы,
компоненты которых близки по физическим и химическим свойствам
и образование которых не сопровождается объёмными и тепловыми
эффектами. В этом случае силы межмолекулярного взаимодействия
между однородными и разнородными частицами примерно
одинаковы, и образование раствора обусловлено лишь энтропийным
фактором.
Полное давление по Дальтону-давление смеси химически не
взаимодействующих идеальных газов равно сумме парциальных
давлений
Изобарический процесс. (10)
Изобарный процесс — термодинамический процесс, происходящий в
системе при постоянном давлении. V/T=const
Изотерма реакции. (Вант-Гоффа) (33)
При самопроизвольном протекании химической реакции изменение
свободной энергии системы отлично от нуля (ΔG < 0, ΔF < 0). Т.о., для
самопроизвольного процесса можно записать:

(χ ), = ∑   =  ∑   + ∑  0 ≠ 0

( χ ), = ∑   =  ∑   + ∑  0 ≠ 0
При протекании реакции в большом количестве реакционной смеси,
таком, что при превращении ni молей каждого из компонентов
концентрации реагентов Сi практически не изменяются, частную
производную свободной энергии Гельмгольца по химической
переменной можно заменить равной ей величиной отношения ΔF к

∆
Δχ, т.е. принять, что: ( χ ), = ( ∆χ ), Положив Δχ = 1, получаем:
∆F=  ∑   + ∑  0. Поскольку ∑   =  и ∑   = 
 ∑  0 = − окончательно получаем уравнение, называемое
изотермой химической реакции (изотермой Вант-Гоффа):
∆F=  ∑   −    =  −  ∑  
Изотермический процесс (8)
Изотермический процесс — термодинамический процесс,
происходящий в физической системе при постоянной температуре.
Q=A (U=const)
Изохорический процесс. (9)
Изохорический или изохорный процесс— это термодинамический
процесс, который происходит при постоянном объёме. Q=∆U+A
Кинетика, порядок реакции, молекулярность реакций. (44)
Кинетика химических реакций — раздел физической химии,
изучающий закономерности протекания химических реакций во
времени, зависимости этих закономерностей от внешних условий, а
также механизмы химических превращений.
Порядок реакции по данному веществу — показатель степени при
концентрации этого вещества в кинетическом уравнении реакции.
Реакция нулевого порядка: Кинетическое уравнение имеет следующий
вид:V0 = k0
Скорость реакции нулевого порядка постоянна во времени и не
зависит от концентраций реагирующих веществ. Нулевой порядок
характерен, например, для гетерогенных реакций в том случае, если
скорость диффузии реагентов к поверхности раздела фаз меньше
скорости их химического превращения.

Реакция первого порядка: V1=k1∙C=−  (Линейная форма уравнения:
lnC=lnC0-k1∙τ)
2
Реакция второго порядка: V=k2 V=k2CA∙CB (Линейная форма
1
1
уравнения:  = 2 ∙  +  )
0
Молекулярность элементарной реакции — число частиц, которые,
согласно экспериментально установленному механизму реакции,
участвуют в элементарном акте химического взаимодействия.
Мономолекулярные реакции — реакции, в которых происходит
химическое превращение одной молекулы (изомеризация,
диссоциация и т. д.):
Бимолекулярные реакции — реакции, элементарный акт которых
осуществляется при столкновении двух частиц (одинаковых или
различных):
Тримолекулярные реакции — реакции, элементарный акт которых
осуществляется при столкновении трех частиц:
Обратимые реакции 1и2 порядка(47-48)
Скорость реакции зависит не только от энергии активации и
температуры, но и от концентрации реагентов. Если имеется лишь
один субстрат А (1), то скорость v прямо пропорциональна
концентрации [A]; это реакция первого порядка. Если в реакции
участвуют два реагента А и В (2), то речь идет о реакции второго
порядка. В таком случае v пропорциональна произведению
концентрации реагентов. Коэфициенты k и k' — константы скорости
реакции — зависят от типа реакции и условий ее проведения.
Понятие системы, открытой, изолированной. Состояние и
его описание(1)
Открытая система — система, которая обменивается веществом и
энергией с внешним по отношению к системе миром, в отличие от
закрытых и изолированных систем, в которые и из которых ни
вещество, ни энергия не могут войти или выйти. С понятием
изолированной системы тесно связано понятие энтропии.
Изолированная система (замкнутая cистема) — термодинамическая
система, которая не обменивается с окружающей средой ни
веществом, ни энергией. В термодинамике постулируется (как
результат обобщения опыта), что изолированная система постепенно
приходит в состояние термодинамического равновесия, из которого
самопроизвольно выйти не может (нулевое начало термодинамики)
Закрытая система — термодинамическая система, не обменивающаяся
с другими телами веществом.
Состояние — абстрактный термин, обозначающий множество
стабильных значений переменных параметров объекта.
Состояние характеризуется тем, что описывает переменные свойства
объекта. Состояние стабильно до тех пор, пока над объектом не будет
произведено действие; если над объектом будет произведено
некоторое действие, его состояние может измениться.
Последовательная смена состояний объекта называется процессом.
ОБРАТИМЫЕ И НЕОБРАТИМЫЕ ПРОЦЕССЫ: Процесс наз.
обратимым, если он допускает возвращение рассматриваемой системы
из конечного состояния в исходное через ту же последовательность
промежут. состояний, что и в прямом процессе, но проходимую в
обратном порядке. При этом в исходное состояние возвращается не
только система, но и среда. Обратимый процесс возможен, если и в
системе, и в окружающей среде он протекает равновесно. При этом
предполагается, что равновесие существует между отдельными
частями рассматриваемой системы и на границе с окружающей
средой.
Необратимые процессы могут протекать самопроизвольно только в
одном направлении; таковы диффузия, теплопроводность, вязкое
течение и др.
Правила Коновалова- Гиббса. Правило фаз Гиббса(28,30)
Правило фаз Гиббса-Коновалова- число термодинамических степеней
свободы, или вариантность равновесной термодинамической системы
С, определяется как разность числа независимых компонентов
системы К и числа сосуществующих фаз Ф плюс число внешних
факторов n, влияющих на равновесие. С = К – Ф + n
Правило рычага.(27)
Принцип работы рычага является прямым следствием закона
сохранения энергии. Чтобы переместить рычаг на расстояние Δh1
сила, действующая со стороны груза, должна совершить работу
равную: A1=F1∆h1. Если посмотреть с другой стороны, сила,
приложенная с другой стороны, должна совершать работу: A2=F2∆h2.
где Δh2 — это перемещение конца рычага, к которому приложена сила
F2. Чтобы выполнялся закон сохранения энергии для замкнутой
системы, работа действующей и противодействующей сил должны
быть равны, то есть: A1=A2 и F1∆h1= F2∆h2
Работа, выражения для определения работы в различных
процессах (7)
Работа- одна из форм обмена энергией (наряду с теплотой)
термодинамической системы (физические тела) с окружающими
телами; количественная характеристика преобразования энергии в
физических процессах; зависит от вида процесса. Работа системы
положительна, если она отдает энергию, и отрицательна, если
получает.
Ректификация (40)
Ректификация — разделение смесей жидкостей, основанное на
неоднократном испарении жидкостей и конденсации паров.
Ректификацию осуществляют в специальных ректификационных
колоннах. Ректификацию широко применяют в промышленности,
например для получения ректификованного этилового спирта, с
отделением сивушных масел и альдегидных фракций, для выделения
бензинов, керосинов и других фракций из нефти, а также получения
компонентов воздуха (кислорода, азота, инертных газов).
Связь константы равновесия с изменением объема. (34)
Константа равновесия — величина, определяющая для данной
химической реакции соотношение между термодинамическими
активностями (либо, в зависимости от условий протекания реакции,
парциальными давлениями, концентрациями или фугитивностями)
исходных веществ и продуктов в состоянии химического равновесия (в
соответствии с законом действующих масс). Зная константу
равновесия реакции, можно рассчитать равновесный состав
реагирующей смеси, предельный выход продуктов, определить
направление протекания реакции.
Теплоемкости. Ср, Сv, их связь для идеальных систем. (6)




 = ( ) =
 = ( ) =






 
 −  = ( ) − ( ) =
−
=


 
Уравнение Ван-дер-Ваальса. Критическое состояние(5)

ур.Ван-Дер-Ваальса: ( + 2) ( − ) = 

где p — давление, V — молярный объём, T — абсолютная температура,
R — универсальная газовая постоянная.
Критическое состояние- предельное состояние равновесия
двухфазных систем, в котором обе сосуществующие фазы становятся
тождественными по своим свойствам;
Уравнение Клайперона-Клаузиуса. (22)
Уравнение Клапейрона — Клаузиуса — термодинамическое уравнение,
относящееся к квазистатическим (равновесным) процессам перехода
вещества из одной фазы в другую (испарение, плавление, сублимация,
полиморфное превращение и др.). Согласно уравнению, теплота
фазового перехода (например, теплота испарения, теплота плавления)


при квазистатическом процессе определяется выражением  = ∆
где L — удельная теплота фазового перехода, Δv — изменение
удельного объёма тела при фазовом переходе.
Уравнение состояния и закон Дальтона(3)
Закон Дальтона: Давление смеси химически не взаимодействующих
идеальных газов равно сумме парциальных давлений.  =
∑=1 =1 +2 +⋯+
Уравнение состояния — уравнение, связывающее между собой
термодинамические (макроскопические) параметры системы, такие,
как температура, давление, объём, химический потенциал и др.
Уравнение состояния можно написать всегда, когда можно применять
термодинамическое описание явлений.
Термическое уравнение состояния связывает макроскопические
параметры системы. Для системы с постоянным числом частиц его
общий вид можно записать так: ∫(, , ) = 0
Функция Гиббса, ее предпочтительность перед всеми
остальными функциями(21)
G=U+PV-TS
где U — внутренняя энергия, P — давление, V — объем, T —
абсолютная температура, S — энтропия.
Дифференциал энергии Гиббса для системы с постоянным числом
частиц, выраженный в собственных переменных - через давление p и
температуру T: dG=-SdT+VdP
Для системы с переменным числом частиц этот дифференциал
записывается так: dG=-SdT+VdP+μdN
Здесь μ — химический потенциал, который можно определить как
энергию, которую необходимо затратить, чтобы добавить в систему
ещё одну частицу.
Функция состояния и ее свойства. Число параметров в
идеальных системах(2)
Функция состояния — функция, определяющая состояние системы.
Термодинамическая функция состояния — в термодинамике некая
функция, зависящая от нескольких независимых параметров, которые
однозначно определяют состояние термодинамической системы.
Значение термодинамической функции состояния зависит только от
состояния термодинамической системы и не зависит от того, как
система пришла в это состояние. Частным случаем функций
состояний являются термодинамические потенциалы.
Характеристические функции. Функция Гельмгольца (20)
Характеристическая функция множества — функция,
устанавливающая принадлежность элемента множеству;
Характеристическая функция нечёткого множества — это обобщение
индикаторной функции классического множества.
Характеристическая функция случайной величины — (обратное)
преобразование Фурье распределения случайной величины.
Характеристическая функция кооперативной игры — отображение,
ставящее в соответствие любой допустимой коалиции в
кооперативной игре величину выигрыша, который эта коалиция
может получить, действуя независимо от остальных участников.
Химический потенциал(29,31)
Химический потенциал — один из термодинамических параметров
системы, а именно энергия добавления одной частицы в систему без
совершения работы. Определение химического потенциала можно
записать в виде: Химический потенциал μ— один из
термодинамических параметров системы, а именно энергия
добавления одной частицы в систему без совершения работы. dE=TdSPdV+μdN | где Е — энергия системы, S — её энтропия, N — количество
частиц в системе. Можно доказать, что химический потенциал связан
−+

с энергией Гиббса: μ=
=


Энергетика процессов растворения (12)
Растворами называются гомогенные (однородные) системы,
состоящие из растворенных веществ, растворителей и продуктов их
взаимодействия. Растворы могут представлять собой системы,
находящиеся в газообразном, жидком или твердом состоянии
(сплавы).
Растворами называют однородные смеси нескольких компонентов.
Содержание каждого компонента может непрерывно изменяться.
Особенно часто в практике встречаются жидкие растворы (водные).
Растворенные вещества могут быть твердыми, жидкими и
газообразными. Свойства растворов определяются характером
взаимодействия компонентов. Это взаимодействие зависит не только
от вида сил, действующих между частицами, но и от формы и
размеров частиц.
Общий признак растворов – стремление к смешению. Важной
характеристикой растворов является концентрация, показывающая в
каком соотношении (весовом или объемном) взяты растворитель и
растворенное вещество.
Энергия связи, использование закона Гесса для определения
энергии связи (15)
Энергия связи (для данного состояния системы) — разность между
полной энергией связанного состояния системы тел или частиц и
энергией состояния, в котором эти тела или частицы бесконечно
удалены друг от друга и находятся в состоянии покоя.
Гесса закон- тепловой эффект реакции зависит лишь от начального и
конечного состояний системы и не зависит от промежуточных
состояний и путей перехода
Энтальпия образования ионов (13)
Энтальпия образования (стандартная теплота образования)- тепловой
эффект реакции образования одного моля вещества из простых
веществ, его составляющих, находящихся в устойчивых стандартных
состояниях.
Энтропия(17)
Энтропия— мера беспорядка системы, состоящей из многих
элементов.

Энтропия идеального газа (18) dS=

Энтропия смеси газов. (19)
+
 + 
 + 
=∫  =∫
+
=

+ 
∫



1/--страниц
Пожаловаться на содержимое документа