Первый закон термодинамики. Основы термодинамики.

Основы термодинамики.

В ходе протекания химических реакций происходит разрыв одних химических связей (поглощение энергии) и образование других (выделение энергии). Поэтому для предсказания направления протекания химического процесса, общего баланса выделившейся энергии необходимо знать законы обмена энергией между различными телами и окружающей средой. Изучением этих законов занимается термодинамика. Термин термодинамика ввел В.Томсон в 1854 г. и в переводе с греческого означает «теплота-работа».

Перед тем как перейти к рассмотрению основных законов термодинамики, рассмотрим некоторые важнейшие понятия, которыми мы будем пользоваться в дальнейшем.

Система – тело или группа тел, которые могут взаимодействовать между собой и мысленно или реально отделенных от окружающей среды границей раздела. Под взаимодействием подразумевается обмен энергией и веществом. Например, наша лекционная аудитория. Если обмен энергией и веществом возможен не только внутри системы, но и между системой и окружающей средой, то такая система называется открытой. Пример, чашка чая на столе. Если обмен веществом с окружающей средой не возможен, система называется закрытой. Пример, консервная банка. Если, наконец, невозможен обмен ни веществом, ни энергией система называется изолированной. Близкое к такому состоянию можно считать, например, горячий чай в термосе.

Энергия – общая количественная мера движения и взаимодействия всех видов материи. И соответствии с различными формами движения материи энергию разделяют на механическую, электрическую, ядерную, тепловую и т.д.

Теплота (Q)- форма беспорядочного (теплового) движения образующих тело частиц (атомы, молекулы, электроны, ионы и т.д.). Количественная мера теплоты – количество теплоты, т.е. энергии получаемой или отдаваемой системой при теплообмене.

[Единицы измерения кал, Дж, 1 кал = 4,184 Дж.]

Работа (А) – произведение обобщенной силы на обобщенную координату.

Механическая работа A = Ph, электрическая работа A = q(U₂-U₁), A = pΔv.

Параметры состояния – это величины позволяющие определить состояние системы, непосредственно измерив эти величины. Пример, кусок железа, чтобы его охарактеризовать необходимы следующие параметры m, T, v. В химии используют в основном p,v,T,c. Параметры состояния бывают экстенсивные, зависящие от размера объекта (масса, объем, внутренняя энергия) и интенсивные, не зависящие от размера объекта (давление, температура, вязкость).

Состояние, свойства системы описывается различными функциями, которые называются функциями состояния. Главное свойство функции состояния это независимость ее от пути перехода системы из начального в конечное состояние, т.е. функция состояния зависит только от состояния системы в начальной и конечной точках. Изменение функции состояния равно разности ее значений в конечном (В) и исходном (А) состояниях.

В

F_A → F_B

А ΔF = Ι F_A - F_B Ι

Внутренняя энергия (U) – энергия системы, зависящая только от количества вещества, его состава и состояния т.е. внутренняя энергия включает в себя энергию хаотического (теплового) движения всех микрочастиц системы, энергию колебательных, вращательных движений молекул, энергию взаимодействия этих частиц т.е. характеризует весь запас энергии системы. Рассчитать абсолютное значение внутренней энергии невозможно, можно лишь с достаточной точностью измерить изменение внутренней энергии при переходе из одного энергетического состояния в другое ΔU = U₁ – U₂. Внутренняя энергия это функция состояния системы.

Рассмотрев основные понятия термодинамики, можно перейти и к основным законам термодинамики.