Элементы химической термодинамики и термодинамики растворов
1. Предмет химической термодинамики. Основные понятия термодинамики. Интенсивные и экстенсивные параметры. Функции состояния. Внутренняя энергия. Работа и теплота.
Предметом изучения химической термодинамики являются превращения различных видов энергии при протекании химических реакций, процессов растворения, испарения, кристаллизации, адсорбции
Химическая термодинамика количественно определяет тепловые эффекты вышеперечисленных процессов, выясняет возможность самопроизвольного их протекания в том или ином направлении и условия, при которых химические реакции будут находиться в состоянии равновесия.
Ассимиляция или анаболизм - совокупность процессов усвоения и переработки поступающих из окружающей среды веществ, а также синтеза и накопления ВМС живыми организмами.
Одновременно в организме протекают противоположные процессы – диссимиляция или катаболизм - разложение сложных органических соединений, окисление их до Н2О, СО2 и высвобождение энергии.
Химическая термодинамика - это раздел химии, изучающий взаимопревращения теплоты и энергии при протекании химической реакции.
Термодинамическая система - это тело или группа тел, взаимодействующих между собой, и отделенных от окружающей среды реальной или воображаемой поверхность раздела.
Ф а з а - совокупность частей системы, тождественных по химическому составу и термодинамическим свойствам и находящихся между собой в термодинамическом равновесии. Рассматриваемая фаза отделена от сосуществующих с ней поверхностью раздела. Различают непрерывные и прерывные фазы.
Реакция является гомогенной, если реагирующие вещества находятся в одной фазе, а если в разных фазах- гетерогенной.
Экстенсивные параметры — это параметры, которые зависят от количества вещества системы и суммируются при объединении систем.
Интенсивные параметры — это параметры, которые не зависят от количества вещества и выравниваются при объединении систем.
Функция состояния — это характеристика системы, которая не поддается прямому измерению, а рассчитывается через параметры состояния. Значение функции состояния не зависит от способа его достижения, а только от начального и конечного состояния системы.
Внутренняя энергия — сумма всех видов энергий движения и взаимодействия частиц, составляющих систему.
Теплота — форма передачи энергии путем хаотического движения микрочастиц.
Работа — форма передачи энергии путем направленного движения макросистемы, как целого.
2. Типы термодинамических систем (изолированные, закрытые, открытые). Приведите примеры.
Термодинамическая система – это любой материальный объект, отделѐнный от окружающей среды реальной или воображаемой поверхностью раздела,
выбранный для рассмотрения.
Изолированная система – это система, которая не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией.
Закрытая система – это система, которая не обменивается со средой веществом, но обменивается энергией.
Открытая система – это система, которая обменивается со средой и веществом, и энергией. Примером открытой системы является живая клетка.
3. Типы термодинамических процессов (изотермические, изобарные, изохорные).
Если процесс идет при постоянном давлении (p=const) , он называется изобарным процессом.
При постоянном обьеме (V=const) — изохорным,
при постоянной температуре (T=const) - изотермическим
4. Первый закон термодинамики (формулировка и математическое выражение).
Первый закон термодинамики - энергия не возникает из ничего и не исчезает бесследно, а переходит из одного вида энергии в другой.
∆U=Q + A
∆U- внутренняя энергия;
Q-теплота;
A-работа.
5. Энтальпия. Стандартная энтальпия образования вещества, стандартная энтальпия сгорания вещества. Стандартная энтальпия реакции.
Энтальпия – это функция состояния, приращение которой равно тепловому
эффекту процесса, протекающего при постоянном давлении.
H [ Дж/моль ]
Способы расчета стандартной энтальпии химической реакции
1) По стандартным энтальпиям (теплотам) образования веществ
Стандартная теплота образования вещества – это тепловой эффект
реакции образования 1 моль химического соединения из простых веществ
в стандартных условиях: Т=298 К, Р=1 атм=101325 Па
Теплоты образования простых веществ равны нулю.
Единицы измерения 
νi , νj – стехиометрические коэффициенты перед соответствующими веществами в уравнении реакции.
Стандартная энтальпия (теплота) сгорания вещества – это тепловой эффект реакции полного сгорания 1 моль химического соединения в стандартных условиях.
Единицы измерения 
Теплоты сгорания высших оксидов (в том числе СО2 и Н2О) приняты равными нулю.
6. Закон Гесса и его следствия (формулировка и математическое выражение).
Закон Гесса: теплота химической реакции, протекающей при постоянном давлении или объёме, не зависит от пути процесса, а только от начального и конечного состояний системы.
Если из одних веществ можно получить другие разными путями, то суммарный тепловой эффект по первому пути равен суммарному тепловому эффекту по второму пути. Закон Гесса позволяет на практике рассчитывать тепловые эффекты реакций, которые сложно отслеживать или на это требуется длительное время.
∆H₁=∆H₂+∆H₃=∆H₄+∆H₅+∆H...
7. Энтропия. Второй закон термодинамики (формулировка и математическое выражение). Обратимые и необратимые в термодинамическом смысле процессы.
Второй закон термодинамики (второе начало термодинамики): Самопроизвольно протекают процессы, приводящие к увеличению общей энтропии системы и окружающей среды
ΔS сист + ΔS среды ≥ 0 или ΔS ≥ 0
Для химической реакции изменение энтропии 
прод - 
исх
Энтропия (S) -мера энергетического беспорядка в системе, мера хаоса, мера той энергии, которая рассеивается в виде тепла и не превращается в работу.
Изменение энтропии ∆S наиболее просто определяется для обратимых изотермических процессов, оно равняется тепловому эффекту процесса, делённому на абсолютную температуру. Энтропия – экстенсивная функция. Энтропия системы равна сумме энтропий составных частей. Её изменение зависит только от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути перехода.
Энтропию относят к 1 молю вещества в стандартных условиях S°298 ; измеряют ее в энтропийных единицах (э.е.): 1 Дж/мoль*К = 1 э.е.
Больцман постулировал, что энтропия связана с термодинамической вероятностью логарифмической зависимостью
S = k ln W уравнение Больцмана
k – константа Больцмана: k = 1,38∙10-23 Дж/градус;
W – число микросостояний, с помощью которых можно реализовать данное макросостояние:
Р – вероятность того, что система находится именно в этом микросостоянии.
Термодинамически обратимый процесс– процесс, протекающий в прямом и в обратном направлении без изменений в системе и в окружающей среде, т.е. при переходе из начального состояния в конечное все промежуточные состояния являются равновесными.
При наличии неравновесных промежуточных состояний процесс считают термодинамически необратимым.
8. Энергия Гиббса. Прогнозирование направления самопроизвольно протекающих процессов в изолированной и закрытой системах; роль энтальпийного и энтропийного факторов. Термодинамические условия равновесия.
Энергия Гиббса– функция состояния, являющаяся критерием самопроизвольности процессов в открытых и закрытых системах.
G=H–TS
H- энтальпия,
Т- температура,
S- энтропия.
Используя энергию Гиббса, второй закон термодинамики можно выразить так:
При постоянстве температуры и давления в системе самопроизвольно протекают только процессы, ведущие к уменьшению энергии Гиббса. В состоянии равновесия энергия Гиббса равна нулю ∆G ≤0 (р, Т=const)
При ∆G<0 реакция самопроизвольно протекает в прямом направлении;
∆G>0 в обратном направлении
∆G=0 реакция находится в состоянии равновесия.
Изменение ЭГ определяется формулой: ΔG=ΔH–TΔS Стандартная ЭГ определяется формулой:
где
Критериями направления самопроизвольного протекания необратимых процессов являются неравенства ΔG< 0 (для закрытых систем),ΔS> 0 (для изолированных систем). Самопроизвольное течение реакций в закрытых системах контролируется как энтальпийным (ΔrH), так и энтропийным (ΔrS) фактором. Для реакций, у которых ΔrH< 0 и ΔrS> 0, энергия Гиббса всегда будет убывать, т.е. ΔrG< 0, и такие реакции могут протекать самопроизвольно при любых температурах
В изолированных системах энтропия максимально возможное для данной системы значение Smax; в состоянии равновесия ΔS= 0.
9. Понятие экзергонических и эндергонических процессов.
Экзергонические процессы – химические реакции, в результате которых уменьшается энергия Гиббса и система совершает работу.
Эндергонические процессы – химические реакции, в результате которых возрастает энергия Гиббса и над системой совершается работа.