Что изучает термодинамика в химии

Химическая термодинамика

В термодинамике рассматриваются процессы, прямо или косвенно связанные с тепловыми явлениями. Применение термодинамики к химическим процессам составляет предмет химической термодинамики. Вся термодинамика построена на двух началах (главных законах), которые не могут быть доказаны теоретическим путем. Их правильность подтверждается совпадением с опытом всех многочисленных следствий из них. Этих начал (первого и второго) достаточно для построения основ термодинамики. Дополнением к ним служат тепловая теорема Нернста или постулат Планка ( третье начало термодинамики), которые не могут быть выведены из первого и второго начал, но могут быть обоснованы с помощью квантовой теории. Они необходимы для доведения задач химической термодинамики до числовых результатов.

Для проведения термодинамических расчетов нет необходимости привлекать какую-либо информацию о строении вещества и механизме протекания процессов. В термодинамике отсутствует параметр времени, изучением течения химических процессов во времени занимается другая дисциплина (химическая кинетика).

Конкретный объект термодинамического исследования называют термодинамической системой, или просто системой – тело или группа тел, выделенных из окружающей среды реально существующими или воображаемыми поверхностями.

Система характеризуется рядом термодинамических свойств ( термодинамических параметров): объемом (V), давлением (p), температурой (T), концентрацией веществ (c) и др. Совокупность свойств определяет состояние системы. Параметры системы функционально взаимосвязаны. Поэтому для однозначной характеристики состояния системы достаточно указать какое-то небольшое число свойств, а остальные окажутся строго определенными. Например, для однородных систем, состоящих из чистого вещества достаточно указать только два из трех основных свойств: давление, температуру или мольный объем (v_м – объем, который занимает 1 моль вещества). Уравнение, которое связывает эти основные свойства, называется уравнением состояния:

Простейшим уравнением состояния является уравнение Клапейрона-Менделеева для идеального газа:

Первое начало термодинамики

Из разных форм энергии для характеристики химических процессов особенно важна внутренняя энергия – сумма потенциальной энергии взаимодействия всех частиц в системе между собой и кинетической энергии их движения. Абсолютная величина внутренней энергии (U) неизвестна, но для термодинамического описания процесса достаточно знать только изменение внутренней энергии ( DU) при переходе системы из одного состояния в другое.

Изменение внутренней энергии системы может происходить за счет обмена теплотой (Q) с окружающим пространством и (или) за счет работы (A), совершаемой системой или получаемой ею. Две формы передачи энергии неравнозначны. Теплота является микроскопическим способом передачи внутренней энергии, а работа – макроспособом.

Первое начало термодинамики является следствием закона сохранения энергии: разные формы энергии переходят друг в друга в строго эквивалентных, всегда одинаковых соотношениях.

Отсюда следует, что если системе сообщить некоторое количество теплоты, то она может расходоваться на:

1) изменение внутренней энергии системы;

2) совершение работы против сил, действующих извне на данную систему:

Q = DU + A

Большинство химических процессов протекает при постоянном давлении. В этом случае работа, совершаемая системой, является работой расширения:

где DV = V₂-V₁ – изменение объема системы при постоянном давлении;

Q_p – тепловой эффект химической реакции при постоянном давлении;

U₂ и U₁ – внутренняя энергия системы в конечном и начальном состояниях.

Величина H º U + pV называется энтальпией системы.

Следовательно, изменение энтальпии – это тепловой эффект реакции при условии постоянства давления. Если в ходе реакции объем системы остается неизменным, то

Раздел химии, в котором рассматриваются тепловые эффекты химических и фазовых превращений, называется термохимией.

В основе термохимии лежит закон Гесса: тепловой эффект химических реакций, протекающих при постоянном давлении или постоянном объеме, не зависит от числа промежуточных стадий, а определяется только начальным и конечным состоянием системы.

Для экзотермических реакций (идущих с выделением тепла) DH 0.

Закон Гесса утверждает, что H и U являются функциями состояния – их значения не зависят от пути перехода системы в данное состояние. Q и A функциями состояния не являются.

При помощи закона Гесса можно рассчитывать тепловые эффекты даже таких реакций, которые или нереализуемы, или не могут быть проведены до конца. Закон Гесса позволяет вычислять тепловые эффекты процессов, для которых экспериментальные данные отсутствуют. Это относится не только к химическим реакциям, но и к процессам растворения, испарения, сублимации, кристаллизации и др. Тепловые эффекты химических реакций можно вычислить по теплотам образования и сгорания. Теплотой образования называется тепловой эффект при образовании из простых веществ 1 моля соединения. При этом теплота образования простых веществ (N₂, O₂, H₂ и т.п.) принимается равной нулю. Стандартные теплоты образования ( DH°) измеряются при стандартных условиях (T=298 K, p = 1,013 . 10 5 Па) и приводятся в специальных таблицах. По сравнительно небольшому числу известных DH° образования можно вычислить тепловые эффекты многих реакций. При этом пользуются следствием из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции (DH°_{реакции}) равен разности между суммой теплот образования продуктов реакции ( DH°_пр) и суммой теплот образования исходных веществ (DH°_исх):

где – r_пр и r_исх стехиометрические коэффициенты из уравнения реакции.

Второе начало термодинамики

Первого начала термодинамики недостаточно для полного описания термодинамических процессов, так как первое начало не дает никаких указаний об их направлении и о возможности их действительной реализации. Эту информацию можно получить исходя из второго начала термодинамики. Существует много различных формулировок второго начала термодинамики (все они равноценны и логически взаимосвязаны друг с другом):

1. Никакая совокупность процессов не может сводиться к передаче тепла от холодного тела к горячему, тогда как передача тепла от горячего тела к холодному может быть единственным результатом процессов (Клаузиус).

2. Никакая совокупность процессов не может сводиться только к превращению теплоты в работу, тогда как превращение работы в теплоту может быть единственным результатом процессов (Томсон ).

3. Невозможно создание вечного двигателя второго рода, то есть машины, которая производила бы работу только за счет поглощения тепла из окружающей среды (без передачи части теплоты холодильнику) (Оствальд).

Из второго начала термодинамики следует вывод о существовании особой функции состояния – энтропии (S). Физический смысл энтропии раскрывается в статистической термодинамике.

Энтропия – термодинамическая функция, описывающая степень неупорядоченности системы:

где k – постоянная Больцмана, k = R/N_А (R – газовая постоянная , N_А – число Авогадро);

W – термодинамическая вероятность (число микросостояний, которыми может быть осуществлено данное макросостояние).

В изолированной системе (не обменивающейся с окружающей средой веществом и энергией) самопроизвольные процессы протекают в сторону увеличения энтропии (DS>0). Другими словами, изолированная система стремится перейти в состояние, характеризующееся максимальным значением энтропии. Такое состояние называется состоянием равновесия.

Энтропия – единственная функция состояния, абсолютное значение которой известно. По постулату Планка (третье начало термодинамики) при T = 0K энтропия идеального кристалла равна 0.

Применение второго начала для химических систем

Подавляющее большинство реальных химических систем не являются изолированными, так как могут обмениваться с внешней средой теплотой и работой. Для определения возможности самопроизвольного протекания химических процессов вводятся еще две функции состояния:

1) для изобарно-изотермических условий – энергия Гиббса (G):

при p = const, T = const G º H – TS

2) для изохорно-изотермических условий – энергия Гельмгольца (F):

при V = const, T = const FºU – TS

На практике обычно используется энергия Гиббса, так как условия, близкие к изобарно-изотермическим, встречаются чаще.

Изменение энергии Гиббса ( DG) в ходе химической реакции рассчитывается по уравнению:

Проще всего это сделать для стандартных условий, так как величины G°, H°, S° образования многих веществ приведены в специальных таблицах. Если условия сильно отличаются от стандартных (T=298K, p=1,013 . 10 5 Па), то необходимо знать экспериментальные зависимости DH = f(T,p) и DS = f(T,p).

Из второго начала следует, что в закрытой системе (т.е. системе, которая может обмениваться с внешней средой теплом, но не может обмениваться с ней веществом) процесс может протекать самопроизвольно, если DG 0, в закрытой системе сами по себе идти не могут (они осуществимы только при действии на систему внешних сил).

Выполнение условия DG

109.201.152.210 © studopedia.ru Не является автором материалов, которые размещены. Но предоставляет возможность бесплатного использования. Есть нарушение авторского права? Напишите нам | Обратная связь.

Отключите adBlock!
и обновите страницу (F5)
очень нужно

Что изучает химическая термодинамика.

Термодинамика – наука о взаимопревращениях различных форм энергии и законах этих превращений. Термодинамика базируется только на экспериментально обнаруженных объективных закономерностях, выраженных в двух основных началах термодинамики.

Термодинамика изучает:1.Переходы энергии из одной формы в другую, от одной части системы к другой; 2.Энергетические эффекты, сопровождающие различные физические и химические процессы и зависимость их от условий протекания данных процессов; 3.Возможность, направление и пределы самопроизвольного протекания процессов в рассматриваемых условиях. Необходимо отметить, что классическая термодинамика имеет следующие ограничения:

1.Термодинамика не рассматривает внутреннее строение тел и механизм протекающих в них процессов; 2.Классическая термодинамика изучает только макроскопические системы;

3.В термодинамике отсутствует понятие “время”.

Основные понятия термодинамики.

Термодинамическая система – тело или группа тел, находящихся во взаимодействии, мысленно или реально обособленные от окружающей среды.

Гомогенная система – система, внутри которой нет поверхностей, разделяющих отличающиеся по свойствам части системы (фазы).

Гетерогенная система – система, внутри которой присутствуют поверхности, разделяющие отличающиеся по свойствам части системы.

Фаза – совокупность гомогенных частей гетерогенной системы, одинаковых по физическим и химическим свойствам, отделённая от других частей системы видимыми поверхностями раздела.

Изолированная система – система, которая не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией.Закрытая система – система, которая обменивается с окружающей средой энергией, но не обменивается веществом.

Открытая система – система, которая обменивается с окружающей средой и веществом, и энергией.Совокупность всех физических и химических свойств системы характеризует её термодинамическое состояние. Все величины, характеризующие какое-либо макроскопическое свойство рассматриваемой системы – параметры состояния. Опытным путем установлено, что для однозначной характеристики данной системы необходимо использовать некоторое число параметров, называемых независимыми; все остальные параметры рассматриваются как функции независимых параметров. В качестве независимых параметров состояния обычно выбирают параметры, поддающиеся непосредственному измерению, например температуру, давление, концентрацию и т.д. Всякое изменение термодинамического состояния системы (изменения хотя бы одного параметра состояния) есть термодинамический процесс.

Обратимый процесс – процесс, допускающий возможность возвращения системы в исходное состояние без того, чтобы в окружающей среде остались какие-либо изменения.

Равновесный процесс – процесс, при котором система проходит через непрерывный ряд равновесных состояний.

Энергия – мера способности системы совершать работу; общая качественная мера движения и взаимодействия материи. Энергия является неотъемлемым свойством материи. Различают потенциальную энергию, обусловленную положением тела в поле некоторых сил, и кинетическую энергию, обусловленную изменением положения тела в пространстве.

Внутренняя энергия системы – сумма кинетической и потенциальной энергии всех частиц, составляющих систему. Можно также определить внутреннюю энергию системы как её полную энергию за вычетом кинетической и потенциальной энергии системы как целого.

4.Основные формулировки первого начала термодинамики. Первое начало термодинамики представляет собой закон сохранения энергии, один из всеобщих законов природы (наряду с законами сохранения импульса, заряда и симметрии):Энергия неуничтожаема и несотворяема; она может только переходить из одной формы в другую в эквивалентных соотношениях.Первое начало термодинамики представляет собой постулат – оно не может быть доказано логическим путем или выведено из каких-либо более общих положений. Истинность этого постулата подтверждается тем, что ни одно из его следствий не находится в противоречии с опытом. Приведем еще некоторые формулировки первого начала термодинамики:

Полная энергия изолированной системы постоянна;Невозможен вечный двигатель первого рода (двигатель, совершающий работу без затраты энергии).Первое начало термодинамики устанавливает соотношение между теплотой Q, работой А и изменением внутренней энергии системы ΔU:

Изменение внутренней энергии системы равно количеству сообщенной системе теплоты минус количество работы, совершенной системой против внешних сил. (1) (2) Уравнение (I.1) является математической записью 1-го начала термодинамики для конечного, уравнение (I.2) – для бесконечно малого изменения состояния системы.

Внутренняя энергия является функцией состояния; это означает, что изменение внутренней энергии ΔU не зависит от пути перехода системы из состояния 1 в состояние 2 и равно разности величин внутренней энергии U₂ и U₁ в этих состояниях:

(3)

Следует отметить, что определить абсолютное значение внутренней энергии системы невозможно; термодинамику интересует лишь изменение внутренней энергии в ходе какого-либо процесса.

5.Применение первого начала термодинамики к различным процессам .

Рассмотрим приложение первого начала термодинамики для определения работы, совершаемой системой при различных термодинамических процессах.

Изохорный процесс (V= const; ΔV=0).

Поскольку работа расширения равна произведению давления и изменения объема, для изохорного процесса получаем:

(I.1)

(I.4)

(I.5)

Изотермический процесс (Т=const).

Из уравнения состояния одного моля идеального газа получаем:

(I.6)Отсюда:

(I.7)

Проинтегрировав выражение (I.6) от V₁ до V₂, получим

(I.8)

Изобарный процесс (Р=const).

(I.9)

Подставляя полученные выражения для работы различных процессов в уравнение (I.1), для тепловых эффектов этих процессов получим:

(I.10)

(I.11)

(I.12)

В уравнении (I.12) сгруппируем переменные с одинаковыми индексами. Получаем:

(I.13)

Введем новую функцию состояния системы – энтальпию H, тождественно равную сумме внутренней энергии и произведения давления на объем:

Тогда выражение (I.13) преобразуется к следующему виду:

(I.14)

Т.о., тепловой эффект изобарного процесса равен изменению энтальпии системы.

Адиабатический процесс (Q=0).

При адиабатическом процессе работа расширения совершается за счёт уменьшения внутренней энергии газа:

(I.15)

В случае если C_v не зависит от температуры (что справедливо для многих реальных газов), работа, произведённая газом при его адиабатическом расширении, прямо пропорциональна разности температур:

(I.16)

Закон Гесса.

Тепловые эффекты, сопровождающие протекание химических реакций, являются предметом одного из разделов химической термодинамики – термохимии. Определим некоторые понятия термохимии.

Теплота образования вещества – тепловой эффект реакции образования 1 моля сложного вещества из простых. Теплоты образования простых веществ принимаются равными нулю.

Теплота сгорания вещества – тепловой эффект реакции окисления 1 моля вещества в избытке кислорода до высших устойчивых оксидов.

Теплота растворения – тепловой эффект процесса растворения 1 моля вещества в бесконечно большом количестве растворителя. Теплота растворения складывается из двух составляющих: теплоты разрушения кристаллической решетки (для твердого вещества) и теплоты сольватации:

Поскольку ΔН_кр.реш всегда положительно (на разрушение кристаллической решетки необходимо затратить энергию), а ΔН_сольв всегда отрицательно, знак ΔН_раств определяется соотношением абсолютных величин ΔН_кр.реш. и ΔН_сольв:

Основным законом термохимии является закон Гесса, являющийся частным случаем первого начала термодинамики:

Тепловой эффект химической реакции, проводимой в изобарно-изотермических или изохорно-изотермических условиях, зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания.

Выше было показано, что изменение энтальпии ΔН (тепловой эффект изобарного процесса Q_p) и изменение внутренней энергии ΔU(тепловой эффект изохорного процесса Q_v) не зависят от пути, по которому система переходит из начального состояния в конечное.

Согласно закону Гесса, тепловые эффекты всех этих реакций связаны следующим соотношением:

.

Следствие из закона Гесса.

Практическое значение закона Гесса состоит в том, что он позволяет рассчитывать тепловые эффекты химических процессов. В термохимических расчетах обычно используют ряд следствий из закона Гесса:

1. Тепловой эффект прямой реакции равен по величине и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции (закон Лавуазье – Лапласа).2. Для двух реакций, имеющих одинаковые исходные, но разные конечные состояния, разность тепловых эффектов представляет собой тепловой эффект перехода из одного конечного состояния в другое.

(I.18)

3. Для двух реакций, имеющих одинаковые конечные, но разные исходные состояния, разность тепловых эффектов представляет собой тепловой эффект перехода из одного исходного состояния в другое.

(I.19)

4. Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот образования продуктов реакции и исходных веществ, умноженных на стехиометрические коэффициенты.

(I.20)

5. Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот сгорания исходных веществ и продуктов реакции, умноженных на стехиометрические коэффициенты.

(I.21)

8. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры. Закон Кирхгоффа

В общем случае тепловой эффект химической реакции зависит от температуры и давления, при которых проводится реакция. Влиянием давления на ΔН и ΔU реакции обычно пренебрегают. Влияние температуры на величины тепловых эффектов описывает закон Кирхгоффа:

Температурный коэффициент теплового эффекта химической реакции равен изменению теплоемкости системы в ходе реакции.Продифференцируем ΔН и ΔU по температуре при постоянных давлении и температуре соответственно:

(I.22)

(I.23)

Производные энтальпии и внутренней энергии системы по температуре есть теплоемкости системы в изобарных и изохорных условиях C_p и C_v соответственно:

(I.24)

(I.25)

Подставив выражения (I.24, I.25) в (I.22, I.23), получаем математическую запись закона Кирхгоффа:

(I.26)

(I.27)

Для химического процесса изменение теплоемкости задается изменением состава системы и рассчитывается следующим образом:

Физическая и коллоидная химия – Лекции – РГУ – Левченков – 2004 / Часть 1. Химическая термодинамика

Министерство образования и науки Российской Федерации

Ростовский государственный университет

Сергей Иванович ЛЕВЧЕНКОВ

ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ

Конспект лекций для студентов 3-го курса вечернего отделения

биолого-почвенного факультета РГУ

Часть 1. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

1 ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

1.1 ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ТЕРМОДИНАМИКИ

1.2 ПЕРВОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ

ПРИЛОЖЕНИЯ ПЕРВОГО НАЧАЛА ТЕРМОДИНАМИКИ

1.3.1 Закон Гесса

Зависимость теплового эффекта химической реакции от температуры

ВТОРОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ. ЭНТРОПИЯ

Статистическая интерпретация энтропии

ТРЕТЬЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ

Расчет абсолютной энтропии

Влияние внешних условий на химическое равновесие

Влияние давления и концентрации

Влияние температуры на положение равновесия

Опубликовано по решению кафедры физической и коллоидной химии

Ростовского государственного университета.

Copyright © С. И. Левченков, 1996-2004

В В Е Д Е Н И Е

Предметом физической химии является объяснение химических явлений на основе более общих законов физики. Физическая химия рассматривает две

основные группы вопросов:

1. Изучение строения и свойств вещества и составляющих его частиц;

2. Изучение процессов взаимодействия веществ.

В курсе физической химии обычно выделяют несколько разделов.

Строение вещества . В этот раздел входят учение о строении атомов и молекул и учение об агрегатных состояниях вещества. Изучение строение вещества

необходимо для выяснения важнейших вопросов об образовании молекул из атомов, о природе химической связи, о строении и взаимодействии молекул. Именно

в этой своей части физическая химия очень тесно переплетается со всеми направлениями современной химии, поскольку изучение химических свойств

вещества вне связи со строением атомов и молекул на современном уровне невозможно.

Химическая термодинамика изучает энергетические эффекты химических процессов; позволяет определить возможность, направление и глубину протекания химического процесса в конкретных условиях.

Химическая кинетика . В этом разделе физической химии изучается скорость и механизм протекания химических процессов в различных средах при различных

Учение о растворах рассматривает процессы образования растворов, их внутреннюю структуру и важнейшие свойства, зависимость структуры и свойств от

природы компонентов раствора.

Электрохимия изучает особенности свойств растворов электролитов,

явления электропроводности, электролиза, коррозии, работу гальванических элементов.

Коллоидная химия изучает поверхностные явления и свойства

мелкодисперсных гетерогенных систем.

Все разделы физической химии объединяет единая основа – общие законы

природы, которые применимы к любым процессам и любым системам, независимо

1 ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

Термодинамика – наука о взаимопревращениях различных форм энергии и законах этих превращений. Термодинамика базируется только на экспериментально

обнаруженных объективных закономерностях, выраженных в двух основных началах термодинамики.

1. Переходы энергии из одной формы в другую, от одной части системы к другой;

2. Энергетические эффекты, сопровождающие различные физические и химические процессы и зависимость их от условий протекания данных процессов;

3. Возможность, направление и пределы самопроизвольного протекания процессов в рассматриваемых условиях.

Необходимо отметить, что классическая термодинамика имеет следующие

1. Термодинамика не рассматривает внутреннее строение тел и механизм протекающих в них процессов;

2. Классическая термодинамика изучает только макроскопические системы;

3. В термодинамике отсутствует понятие “время”.

1.1 ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ТЕРМОДИНАМИКИ

Термодинамическая система – тело или группа тел, находящихся во взаимодействии, мысленно или реально обособленные от окружающей среды.

Гомогенная система – система, внутри которой нет поверхностей, разделяющих отличающиеся по свойствам части системы (фазы).

Гетерогенная система – система, внутри которой присутствуют поверхности, разделяющие отличающиеся по свойствам части системы.

Фаза – совокупность гомогенных частей гетерогенной системы, одинаковых по физическим и химическим свойствам, отделённая от других частей системы видимыми поверхностями раздела.

Изолированная система – система, которая не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией.

Закрытая система – система, которая обменивается с окружающей средой энергией, но не обменивается веществом.

Открытая система – система, которая обменивается с окружающей средой и веществом, и энергией.

Совокупность всех физических и химических свойств системы характеризует её термодинамическое состояние . Все величины, характеризующие какое-либо макроскопическое свойство рассматриваемой системы – параметры состояния .

Опытным путем установлено, что для однозначной характеристики данной системы необходимо использовать некоторое число параметров, называемых независимыми ;

все остальные параметры рассматриваются как функции независимых параметров. В качестве независимых параметров состояния обычно выбирают параметры, поддающиеся непосредственному измерению, например температуру, давление,

концентрацию и т.д. Всякое изменение термодинамического состояния системы (изменения хотя бы одного параметра состояния) есть термодинамический процесс .

Обратимый процесс – процесс, допускающий возможность возвращения системы в исходное состояние без того, чтобы в окружающей среде остались какие-

Равновесный процесс – процесс, при котором система проходит через

непрерывный ряд равновесных состояний.

Энергия – мера способности системы совершать работу; общая качественная

мера движения и взаимодействия материи. Энергия является неотъемлемым

свойством материи. Различают потенциальную энергию , обусловленную положением тела в поле некоторых сил, и кинетическую энергию , обусловленную изменением положения тела в пространстве.

Внутренняя энергия системы – сумма кинетической и потенциальной энергии

всех частиц, составляющих систему. Можно также определить внутреннюю энергию

системы как её полную энергию за вычетом кинетической и потенциальной энергии системы как целого.

Формы перехода энергии от одной системы к другой могут быть разбиты на

две группы. В первую группу входит только одна форма перехода движения путем

хаотических столкновений молекул двух соприкасающихся тел, т.е. путём

теплопроводности (и одновременно путём излучения). Мерой передаваемого таким способом движения является теплота. Теплота есть форма передачи энергии

путём неупорядоченного движения молекул. Во вторую группу включаются различные формы перехода движения, общей чертой которых является перемещение масс, охватывающих очень большие числа молекул (т.е. макроскопических масс), под действием каких-либо сил. Таковы поднятие тел в поле

тяготения, переход некоторого количества электричества от большего

электростатического потенциала к меньшему, расширение газа, находящегося под давлением и др. Общей мерой передаваемого такими способами движения является

работа – форма передачи энергии путём упорядоченного движения частиц.

Теплота и работа характеризуют качественно и количественно две различные формы передачи движения от данной части материального мира к другой. Теплота и

работа не могут содержаться в теле. Теплота и работа возникают только тогда, когда возникает процесс, и характеризуют только процесс. В статических условиях теплота и работа не существуют. Различие между теплотой и работой, принимаемое

термодинамикой как исходное положение, и противопоставление теплоты работе имеет смысл только для тел, состоящих из множества молекул, т.к. для одной

молекулы или для совокупности немногих молекул понятия теплоты и работы теряют смысл. Поэтому термодинамика рассматривает лишь тела, состоящие из большого числа молекул, т.е. так называемые макроскопические системы.

1.2 ПЕРВОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ

Первое начало термодинамики представляет собой закон сохранения энергии, один из всеобщих законов природы (наряду с законами сохранения импульса,

заряда и симметрии):

Энергия неуничтожаема и несотворяема; она может только переходить из одной формы в другую в эквивалентных соотношениях.

Первое начало термодинамики представляет собой постулат – оно не может

быть доказано логическим путем или выведено из каких-либо более общих положений. Истинность этого постулата подтверждается тем, что ни одно из его следствий не находится в противоречии с опытом. Приведем еще некоторые формулировки первого начала термодинамики:

Полная энергия изолированной системы постоянна;

Невозможен вечный двигатель первого рода (двигатель, совершающий работу без затраты энергии).

Первое начало термодинамики устанавливает соотношение между теплотой

Q, работой А и изменением внутренней энергии системы ∆U:

Изменение внутренней энергии системы равно количеству сообщенной

системе теплоты минус количество работы, совершенной системой против внешних сил.

Источники:

http://studopedia.ru/8_113063_himicheskaya-termodinamika.html
http://lektsia.com/7x9b4e.html
http://studfile.net/preview/584255/