Üldine keemia põhimoisted I (0)

Keemia alused. Põhimõisted ja -seaduspärasused
I.   Termodünaamika  alused
1. Termodünaamika põhimõisted
Süsteem  –  vaadeldav universumi osa  (liigitus: avatud, suletud, isoleeritud); 
faas   –   ühtlane süsteemi osa, mis on teistest osadest eralduspinnaga lahutatud ja erineb 
teistest osadest oma füüsikalis-keemiliste omaduste poolest;
olekuparameetrid   –  iseloomustavad süsteemi termodünaamilist olekut:
temperatuur (T), rõhk (p), ruumala (V), aine hulk (koostis) (n); 
olekuvõrrandid  –  olekuparameetrite vahelised seosed.
Ideaalse gaasi olekuvõrrand ( Clapeyroni -Mendelejevi võrrand):       pV = nRT   ,
R  –  gaasi universaalkonstant;  R = 8.314 J/mol⋅K  (ehk 0.0820 dm3⋅atm/mol⋅K); 
R = poVo/To;   po  –   normaalrõhk  (1 atm. ehk 101 325 Pa),  To  –  normaaltemperatuur (0 °C 
ehk 273.15 K),  Vo  –   molaarruumala  normaaltingimustel (22.4 dm3/mol).
Olekufunktsioonid    –   funktsioonid, mis sõltuvad olekuparameetritest, nt.  siseenergia  (U), 
entalpia  (H), entroopia  (S), vabaenergia  (G);  
on määratud süsteemi  olekuga ega sõltu sellest, kuidas see olek on saavutatud. 
Süsteemi koguenergia (E):   E = Ekin. + Epot + U,  
Ekin ja Epot  –  süsteemi kui terviku kineetiline ja potentsiaalne energia.
Siseenergia  (U),  J/mol  –  süsteemi moodustavate osakeste liikumise ja vastastikuste seoste 
energia;  isoleeritud süsteemis ∆U = 0. 
Termodünaamika I seadus  ehk  energia jäävuse seadus:      ∆U = q + w   ,
q  –  süsteemile antud energia ( soojus );  w  –  süsteemi suhtes tehtud töö;
• Energia ei teki ega kao, kuid ta võib minna ühest liigist teise.
• Isoleeritud süsteemi koguenergia on jääv.
Termodünaamika I seadus keemiliste protsesside korral: 
Reaktsiooni  soojusefekt  on määratud reaktsiooni saaduste ja lähteainete energiate vahega; 
on võrdne eraldunud või  neeldunud  energiaga, kui ei  tehta  tööd (w = 0).
Entalpia (H), J/mol:            ∆H = ∆U + p⋅∆V   , 
∆V – ruumala muut;   w = - p⋅∆V  ( paisumistöö );
eksotermiline protsess:   energia eraldub,   ∆H endotermiline protsess:   energia neeldub,   ∆H > 0.
Isokoorne protsess (V =  const .),  reaktsiooni soojusefekt  qv = ∆U;  w = 0
isobaarne protsess (p = const.),  reaktsiooni soojusefekt  qp = ∆H.
Entalpia muutus keemilistes reaktsioonides:          ∆H = ∆U + ∆ngRT  , 
∆ng – gaasiliste ainete moolide arvu muutus keemilises reaktsioonis.
TÜ, Füüsikalise Keemia Instituut
Keemia alused. Põhimõisted ja -seaduspärasused
Termokeemiline   võrrand    –     reaktsioonivõrrand,   mis   sisaldab   reaktsiooni   soojusefekti 
väärtust (∆H);
∆Ho  –  ∆H standardoleku korral:  rõhk 1 atm (101 325 Pa),  temperatuur 25 °C (298K).  
Hessi  seadus: 
reaktsiooni soojusefekt sõltub ainult lähteainete ja saaduste loomusest ja olekust; ta ei sõltu 
protsessi kulgemise  viisist ega vahe-etappidest;
seadus kehtib, kui T = const. ja p = const. (q = ∆H)  või  T = const. ja V =  const. (q = ∆U).
Tekkeentalpia  (∆Hf)  –  soojusefekt 1 mol aine tekkimisel lihtainetest (p = const.); 
standardtingimustel püsivatel lihtainetel ∆Hf = 0;
reaktsiooni soojusefekt:     ∆H  =  Σ∆Hf,j (saadused) – Σ∆Hf,j ( lähteained ).
Põlemisentalpia  (∆Hc)  –  soojusefekt 1 mol aine täielikul põlemisel (p = const.); 
reaktsiooni soojusefekt:     ∆H  =  Σ∆Hc,i (lähteained) - Σ∆Hc,j (saadused) .