Termodynamika
Energetické přeměny při chemických a fyzikálních procesech, přenos energie mezi látkami, vzájemné přeměny různých druhů energie.
► Rozhoduje pouze počáteční a konečný stav
► Nezávisí na mechanismu změny
► Předpověď směru, samovolnosti a rozsahu reakcí
► Nepočítá s časem, neurčí rychlost nebo mechanismus děje
□ g
Termodynamika
► Extenzivní veličiny - závisí na příspěvcích od jednotlivých částí soustavy, jsou aditivní - hmotnost, elektrický náboj, látkové množství, ...
► Intenzivní veličiny - nejsou aditivní - teplota, tlak, viskozita, koncentrace, hustota, ...
► Stav systému - je popsán intenzivními veličinami (T, p, c)
► Stavová funkce - fyzikální charakteristika, jejíž hodnota závisí na stavu soustavy
□ g
Termodynamika
► Izolovaný systém - nevymenuje s okolím ani energii, ani hmotu
► Uzavřený systém - vymenuje s okolím energii
► Otevřený systém - vymenuje s okolím energii i hmotu
► Teplota - pravděpodobnostní veličina, popisuje makroskopické systémy
► Teplo - část vnitřní energie
□ g
rmodynamické zákony
► Nultý: Jsou-li dvě a více těles v termodynamické rovnováze s tělesem dalším, pak jsou všechna tato tělesa v rovnováze
► První: Celkové množství energie (všech druhů) izolované soustavy zůstává zachováno
► Druhý
► Teplo nemůže při styku dvou těles různých teplot samovolně přecházet z tělesa chladnějšího na těleso teplejší
► Nelze sestrojit periodicky pracující tepelný stroj, který by trvale konal práci pouze tím, že by ochlazoval jedno těleso, a k žádné další změně v okolí by nedocházelo
► Třetí: Čistou pevnou látku nelze konečným pochodem ochladit na teplotu absolutní nuly (0 K; -273,15 °C), k této teplotě se lze pouze přiblížit
□ g
Vnitřní energie
► Stavová veličina - závisí na stavu systému, ale ne na tom, jak se systém do tohoto stavu dostal
► Součet kinetické a potenciální energie systému, jde o energii všech částic, ze kterých se systém skládá
► U = £ \m,vf + Ep
i=0
► Její absolutní hodnotu nelze změřit ani vypočítat, pouze její změny
► AU= U2 - (A
Objemová práce W
► Práce vykonaná nebo prijatá při změně objemu systému
► W = Fdx = pAdx = pdV
► dV = Sdx; S - plocha pístu
► Pokud systém práci koná, je W < 0; pokud ji přijímá je W > 0
Píst
P v
F=pS
dx—►
□ g
Entalpie a entropie
► Entalpie (H) vyjadřuje množství energie uložené v systému
► AH = AU + pAV
► Za izobarických podmínek je entalpie rovna množství tepelné energie v systému
► A/7 = Q
► dH(S,p) = TdS + Vdp
► Entropie (S) popisuje neuspořádanost systému, resp. počet stavů, které může systém nabít
► S = -/c£P,lnP;
i
► AS > 0 - Spontánní proces
► AS < 0 - Proces probíhá v opačném směru
► AS = 0 - Rovnováha
□ g
Termochemie
► Reakční teplo dané reakce a reakční teplo opačné reakce jsou až na znaménka stejná
► Výsledná hodnota reakčního tepla nezáleží na průběhu chemické reakce, ale pouze na jeho počátečním a konečném stavu
► Pro správný výpočet reakčního tepla je nutné znát skupenství všech látek reakci
Endotermní reakce A/7 > 0 Exotermní reakce A/7 < 0 Atermická reakce     A/7 = 0
► CH4(g) + 202(g)
► CH4(g) + 202(g)
» C02(g) + » C02(g) +
A/7 = -802 kJ
AH = -890 kJ
Termochemie
► Standardní spalné teplo - teplo, při kterém se spálí 1 mol látky v nadbytku kyslíku. Spalná tepla prvků jsou nenulová
► AH2% = £(AH°p)rea/rt - E(AH°p)prod
► Standardní slučovací teplo - teplo, při kterém vzniká 1 mol látky přímo z prvků, reakční látky musí být ve standardním stavu. Standardní slučovací tepla prvků jsou rovna nule
► AH2% = £(AH°)rea/rt - £(AH°)prod
látka	skupenství	AH^kj.mol-1]
h	(s)	0
h	(g)	+62
02	(g)	0
O3	(g)	+142,7
10/11
Gibbsova energie
► AG je stavová funkce
► AG° - Gibbsova volná energie za standardních podmínek
► 298,15 K (25 °C)
► 100 000 Pa (1 bar) pro plyny
► Koncentrace roztoků 1 mol.dm~3
► Hodnoty AG° jsou ta bělová ny
► C + 02-> C02
► AG°/uc = -394,4kJ. mor1 *■ AG° = AH° - TAS0
- AG°afc = EvProdAG°uc(prod) - £ vreaktAG^uc{reakt)
► v - stechimoterický koeficient
□ g
11/11