Первое начало термодинамики. Энтальпия

Математическое выражение энтальпии получено из основного уравнения (общего выражения первого начала термодинамики) в виде [c.70]

ПЕРВОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ. ЭНТАЛЬПИЯ [c.35]

ГЕССА ЗАКОН тепловой эффект р-ции зависит только от начального и конечного состояний системы и не зависит от ее промежут. состояний. Является выражением закона со-храпсния энергии для хим. систем и следствием первого начала термодинамики, однако был сформулирован ранее первого начала. Справедлив для р-ций, протекающих при пост, объеме или при пост, давлении. Для вычисления тепловых эффектов р-ций, в т. ч. практически неосуществимых, составляют систему термо хим. ур-ний, представляющих собой ур-ния р-ций, записанные совместно с соответствующими тепловыми эффектами (напр., изменениями энтальпии АН°). Так, расчет стандартной теплоты образования СО при 298,15 К сводится к решению системы из двух ур-ний [c.129]

Закон Гесса (см, раздел 7,2) является следствием более общего Первого начала термодинамики, В самом деле, если внести в его формулировку слова при постоянном давлении в отсутствие всех других видов работы, кроме работы расширения , то в соответствии с уравнением (106) выяснится, что речь идет о функции состояния энтальпии, изменение которой в процессе не зависит от пути, а зависит только от конечного и начального состояний. [c.343]

Первое начало термодинамики. Энтальпия 130 [c.3]

Запишем первое начало термодинамики через энтальпию [c.34]

Первое начало термодинамики позволяет установить важные соотношения между тепловым эффектом и изменением внутренней энергии или энтальпии системы. Для изохорных процессов Л = О и согласно уравнению (1) [c.84]

Термохимические данные представляют большой интерес для химии, так как при определенных условиях теплоты реакций оказываются мерой изменения внутренней энергии или энтальпии системы. Эти условия вытекают из уравнения первого начала термодинамики [c.30]

Для многих процессов удобно использовать пе изохорические Qv, а изобарические теплоты Qp. Из уравнения первого начала термодинамики и определения энтальпии вытекает, что [c.31]

Для определения изменения энтальпии г га используем первое начало термодинамики [c.405]

Применим уравнение первого начала термодинамики к расчету процессов сжатия, для чего перейдем от внутренней энергии газа к энтальпии [c.226]

В отличие от обратимых деформаций необратимые деформации всегда связаны с рассеянием в виде теплоты части затраченной на деформацию механической работы. Естественно, что применение первого начала термодинамики к таким процессам позволяет составить энергетический баланс, т. е. определить изменение внутренней энергии или энтальпии в результате деформации, поскольку уравнение [c.191]

Понятие об энтальпии. Вернемся к уравнению, выражающему первое начало термодинамики [c.128]

Так как объединенное уравнение первого и второго начал термодинамики может быть записано и относительно других термодинамических потенциалов, а именно энергии Гиббса G (1.2), энергии Гельмгольца F и энтальпии Н, то при соответствующих постоянных параметрах получим [c.22]

Для того чтобы однозначно характеризовать свойства системы, состояние которой определяется какими-либо параметрами (Р, V, Т) при термодинамическом равновесии, недостаточно знать уравнение состояния этой системы, связывающее давление, объем и температуру. Для полной характеристики нужно знать еще уравнение, которое позволяет определить энергию системы по данным параметрам состояния. Однако подробный анализ первого и второго начала термодинамики показывает, что число уравнений, необходимых для полной характеристики состояния системы, можно свести с двух до одного, поскольку все необходимые для этого величины могут быть выражены через определенную функцию независимых переменных и ее производные. И это открывает гораздо более широкие возможности, чем знание уравнений состояния. Такие функции получили название характеристических функций. Наиболее часто в качестве таких функций используются внутренняя энергия U), энтальпия (Я), свободная энергия F) и термодинамический потенциал (Z) . [c.93]

Первое начало термодинамики. Энтальпия, Взаимосвязь геплочы, работы и изменения энтальпии и внутренней энергии. [c.28]

Закон Гесса был установлен эмпирически. Легко видеть, однако,что он является строгим следствием первого начала термодинамики. Так как тепловох эффект = А11 есть изменение энергии системы, а = АН — изменение энтальпии системы и так как энергия и энтальпия являются функциями состояния, то по основному свойству функций состояния эти тепловые эффекты не зависят от пути процесса, а определяются только начальным и конечным состоянием. [c.76]

Независимость теплового эффекта реакции при р = onst или onst от пути процесса следует из первого начала термодинамики, так как и внутренняя энергия, и энтальпия — функции состояния. [c.28]

ГЕССА ЗАКОН тепловой эффект хим. р-ции зависит только от начального и конечного состояний системы и не зависит от ее промежут. состояний. Г. з. является выражением закона сохранения энергии для систем, в к-рых происходят хим. р-ции, и следствием первого начала термодинамики, однако был сформулирован ранее первого начала. Справедлив для р-ций, протекающих при постоянном объеме или при постоянном давлении для первых тепловой эффект равен изменению внутр. энергии системы вследствие хим. р-ции, для вторых-изменению энтальпии. Для вычисления тепловых эффектов р-ций, в т. ч. практически неосуществимых, составляют систему термохйм. ур-ний, к-рые представляют собой ур-ния р-ций, записанные совместно с соответствующими тепловыми эффектами при данной т-ре. При этом важно указывать агрегатное состояние реагирующих в-в, т.к. от этого зависит величина теплового эффекта р-ции. [c.535]

Первое начало термодинамики дает возможность вычислить разность энтальпий или внутренних энергий конечного состояния С 2Н220и(т) и начального состояния 12С(т) + 1 системы. [c.81]

Следовательно, при стандартных условиях энтальпия конечного состояния системы (С аНааОц) меньше энтальпии начального ее состояния (12С,т) + ПН20(ж,) на 1 936 200 дж, т. е. Н — Н Л-+ 1 936 200 дж. Если бы любой самопроизвольный процесс (т. е. процесс, совершающийся без затраты работы извне) протекал всегда в направлении убыли энтальпии системы, то произведенный расчет давал бы не только величину теплового эффекта данной реакции, но одновременно указывал бы и на то, что при данных условиях реакция возможна только слева направо. Однако не всегда самопроизвольные процессы протекают в направлении убыли энтальпии системы. Нередко самопроизвольный процесс, протекающий в системе, сопровождается увеличением энтальпии. Следовательно, первое начало термодинамики не дает ответа на вопрос о том, в каком направлении возможен данный процесс при данных [c.81]

Работу адиабатического сжатия легче всего определить по диаграмме i — S, так как адиабатическое обратимое изменение состояния на этой диаграмме выражается вертикальным отрезком (S = onst), заключенным между двумя изобарами. Длина этого отрезка определяет разность 2 — 1, которая в случае реального газа равна работе L. Зависимость di = vdp при dQ = 0 следует непосредственно из первого начала термодинамики и определения энтальпии. [c.532]

В науке часто пользуются функциями, характеризующими состояния систем, и составляют таблицы, которые применяют для расчетов. В термодинамике такие таблицы строят для энтальпий и свободных энергий — функций, вытекающих соответственно из первого и второго начал термодинамики. Законы термодинамики являются г мпирическими. Они отражают вековой опыт человечества. Однако современная наука, особенно статистическая физика, раскрывает связь между опытными законами термодинамики и характеристиками атомов и молекул. [c.7]

Т. возникла в 18 в. На необходимость измерения тепловых. эффектов р-цнй и теплоемкостей указывал еще М. В. Ломоносов. Первые термохим, измерения провели А, Лавуазье, П. Лаплас, Развитие Т. в 19 в. тесно связано с.именами Г. И. Гесса, М. Бертло, X. Ю. Томсена. Гесса закон, открвггый в 1840, дает возможность определять тепловые эффекты хим. р-ций расчетным путем, в частности по теплотан образована исходных в-в и продуктов. Томсен и Бертло высказали идею, что хим. р-ции самопроизвольно протекают в направлении выделения теплоты (принцип Бертло), и разработали осн. эксперим. методики Т. Ими и их учениками бы.1и измерены тепловые эффекты мн. р-ций. Хотя в общем виде принцип Бертло оказался неверен, за Т. сохранилась ведущая роль в исследовании возможности самопроизвольного протекания р-ции в заданных условиях. Так, по ур-нию ДН — ГДЗ = —ЛПагСр, являющемуся обобщением первого и второго начал термодинамики (Н — энтальпия, S — энтропия, Г — т-ра, R — газовая постоянная), можно рассчитать константу равновесия Кр любой р-ции через тепловые величины. [c.569]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология