Стехиометрические законы химии и особенности их применения в кристаллах.

1. Закон постоянства состава: в-во имеет постоянный состав независимо от способа его получения:

2H2+O2=2H2O и 4NH3+3O2=6H2O+2N. (состав H2O = const)

2.Закон эквивалентов: в-ва вступают в химическое взаимодействие и замещают друг друга в соединениях в весовых количествах пропорциональным химическим эквивалентам этих веществ.. Хим.эквивалент - это такое весовое кол-во в-ва, которое реагирует с 1.008 вес.част. H2 или 8 в.ч. О2.

3. Закон простых кратных отношений: если два элемента образуют несколько соединений, то на одно и тоже весовое кол-во одного элемента приходится такие весовые кол-ва др. Элемента, которые относятся между собой, как простые целые числа. Например, H₂0/H₂O₂, CO/CO₂, N₂O/NO/N₂O₃/NO₂/N₂O₄/N₂O_5.

Если в-во имеет молекулярную структуру (пар\газ\молек.крист.реш.) то все стехиометрические законы полностью выполняются, иначе - нет. Состав соединения зависит от условий получения. В случае возникновения соединения переменного состава, атомы неМе занимают междоузлия в крист.реш. Ме. Степень заполнения междоузлий зависит от давления О ₂.

25) Предмет и задачи химической термодинамики. Система, фаза, компонент, параметры. Функции состояния: внутренняя энергия и энтальпия.

Термодинамика - научная дисциплина, изучающая переходы энергии из одной формы в другую, одних частей системы в другие, различные энергетические эффекты физических и химических процессов, возможность, направление и пределы самопроизвольного протекания процессов (т.е. условий установления хим. равновесия). Т.д. базируется на двух законах-началах + тепловая теорема Нернста. Начала - это постулаты, т.е. они математически недоказуемы. Предметом термодинамики является термодинамическое рассмотрение вопросах в областях химии и физической химии. Справедливость законов т.д. основывается на том, что ни одно из следствий из них не противоречит опыту.

Определения:

Система - это тело или группа тел, находящихся в взаимодействии, которые мы мысленно выделяем из окружающей среды. Системы бываю гомогенными (смесь газов, раствор) и гетерогенные (вода со льдом, раствор с осадком). В гомогенной системе между частями системы нет поверхностей раздела, а в гетерогенной - есть. Если система не обменивается с окружающей средой веществом и энергией, то она называется изолированной. Если отсутствует массообмен, а энергообмен присутствует, то это закрытая система, иначе - закрытая. Фаза - совокупность всех гомогенных частей системы, одинаковых по составу и всем физ\хим свойствам, не зависящим от количества вещества. Фазы отделены друг от друга поверхностями раздела, на которых все свойства фазы резко скачком меняются. Компоненты - составные части системы - химически индивидуальные вещества, составляющие данную систему и способные к самостоятельному существованию, будучи изолироваными от других частей системы. Состояние системы определяется набором переменных величин - параметров. Различают параметры интенсивные и экстенсивные. Интенсивные - не зависят от массы или числа частиц в-ва. (P,T), а экстенсивные - зависят (V, E). Очень большую роль в т.д. играют т.н. функции состояния - это такие функции, значения которых зависят только от состояния системы и не зависят от пути по которому система пришла в данное состояние. Изменение функции состояния delta x = x2-x1, где x1 - значение параметра в начале процесса, а х2- в конце. Математическим признаком ф-и состояния является то, что ее дифференциал является полным дифференциалом, характерным же признаком полного дифференциала является равенство частных производных. S=fi(x,y); dS=M dx+ Ndy.

[deltaM/deltaY]x = [delta N/deltaX]y. Пусть дифференциал ф-и S=fi(x,y)=dS=2xy dx + x^2 dy. Частные производные: [delta(2xy)/delta(y)]x = 2x; [deltax^2/deltax]y=2x; 2x=2x. Наиболее важной т.д.ф-й состояния является внутренняя энергия системы, обозначаемая буквой U. При переходе системы из какого-либо состояния1 в состояние2 deltaU=U2-U1. U характеризует собой запас энергии данной изолированной системы. В понятие U входят следующие слагаемые: Eпоступательного и вращательного движения молекул, Еатомов, Еэлектронов, внутриядерная энергия (все виды энергии кроме кинетической энергии движения системы в целом и потенциальной энергии положения системы в целом). В настоящее время не представляется возможным экспериментально определить или рассчитать запас U систем, но можно рассчитать или определить изменение U. Очевидно, что в круговом процессе изменения функции состояния=0. Если система вышла из состояния1, претерпела изменения и вновь вернулась в состояние1, то изменение ф-и состояния=0. Дифференциалы dU и dH - полные дифференциалы. Другой ф-й состояния, широко используемой в термодинамике является энтальпия - Н (теплосодержание) Н = U+ pv. Если системе, находящейся в условиях постоянства объема сообщить некоторое кол-во тепла, то оно израсходуется исключительно на увеличение внутренней энергии системы. Если же процесс происходит в изобарно-изотермических условиях, то система при изменении объема, совершит работу против сил внешнего давления: deltaH=deltaU+P*deltaV.

26) Теплота и работа. Обратимый процесс. Работа различных процессов. Максимальная работа. Теплота изобарического, изохорического, изотермического процессов. Круговой процесс.

В отличие от U и H понятия Q и A относятся не к системе, а к процессам. Теплота и работа проявляются только при протекании процессов, при изменениях состояния, являясь лишь формами передачи энергии. Работа есть упорядоченная форма передачи энергии от системы, совершающей работу, к системе, над которой она совершается; Работа, совершаемая системой всегда связана с действием против внешних сил. Теплота же является неупорядоченной формой обмена энергией между системами в следствии хаотического (теплового) движения частиц. Работа может быть направлена на пополнение запаса любого вида энергии (электрической \ магнитной \ итд); теплота же без преобразования ее в работу, может пополнять только запас внутренней энергии. Итак, энергия может передаваться от одной системы к другой в форме теплоты или в форме работы.

Обратимый т.д. процесс - процесс, допускающий возможность возвращения системы на любой стадии процесса в первоначальное состояние без того, чтобы в окружающей среде остались какие-либо изменения. В противном случае процесс необратим. Когда процесс происходит обратимо, совершается максимальная работа. Обратимый процесс - бесконечно медленный процесс. В т.д. принято считать положительной теплоту, поглощаемую системой, отрицательной - выделяемою системой.

Работа различных процессов:

а) изобарический: dА_м=pdV, А_м= (V₂/V₁₎ òpdV=p(V₂-V₁)=p DV. Поскольку для 1 моля pV=RT, A=R(T₂-T₁)=RDeltaT

б) изотермический: pV=RT, p=RT/V, dА_м=pdV, А_м= (V₂/V₁₎ òpdV= (V₂/V₁₎ òdV/V=RT ln(V₂/V₁). При постоянстве температуры p₁V₁=p₂ V₂ , т.е. p₁/ p₂= V₂/ V_1, следовательно, А_м= (p₂/p₁₎ ò RTdp = RT ln(P₁/P₂)

в) адиабатический (одновременно меняются и температура и давление): работа расширения производится за счет убыли внутренней энергии, т.к. система не получает теплоты извне; газ при расширении охлаждается. Для идеального газа внутренняя энергия является функцией только температуры U=f(T); следовательно DU равно произведению теплоемкости газа Cv на DT: А_м=Cv(T₁-T₂).

г) изохорический: dV=0, DV=0, А_м=0

Теплоты различных процессов:

Рассмотрим систему, представляющую собой идеальный газ. Если вся работа данной системы сводится лишь к работе расширения, то, очевидно, A`=0 и q=DU+(V₂/V₁₎ òpdV.

изобарический - p=const. dq=dU+pdV+dA`, dA`=0 (по условию); dq=dU+d(pV)=d(U+pV)=dH, поскольку H=U+pV. Т.о., dq_p=dH, a q_p=DH=H₂-H₁. DH=DU+pDV; pV=nRT => pDV=DnRT => DH=DU+DnRT (*)

изохорический - V=const, dq_V=dU+pdV, pdV=0, dq_V=dU, q_V=DU= U₂-U₁. Используя уравнение (*) получаем q_p=q_V+ DnRT.

изотермический, T=const. dq=dU+pdV, dU=0; поскольку внутр. энергия идеального газа является функцией только температуры. dq=pdV, q=A= RT ln(V₂/V₁)= RT ln(P₁/P₂), т.е. при изотермическом расширении идеального газа вся поглощаемая системой теплота затрачивается на совершение работы.

При протекании кругового процесса изменение ф-й состояния=0. Т.е. dU=0, U2-U1=0, q=A.