Энергия не возникает и не исчезает, а переходит из одного вида в другой в строго эквивалентном количестве

Его математическое выражение

-Q = Δ U + A

означает, что теплота Q, подведенная к системе, расходуется на совершение работы А или на увеличение внутренней энергии системы Δ U.

II. Любой химический процесс характеризуется либо выделением тепла (экзотермическая реакция), либо поглощением тепла (эндотермическая реакция). Мерой теплоты реакции в термодинамике является энтальпия (H). Изменение теплоты реакции – это изменение энтальпии (Δ H). Если система теряет тепло (экзотермическая реакция), то Δ H является отрицательной величиной. Если система поглощает тепло (эндотермическая реакция), то Δ H – положительная величина. В организме человека изменение энтальпии Δ Hсоответствует величине теплообмена при постоянной температуре.

Пример экзотермической реакции:

Н₂ + О₂ = 2 Н₂О_(ж) + 576 кДж (+Q)

Пример эндотермической реакции:

2 С_(ТВ) + 2 Н_2(г) = С₂Н₄ – 55 кДж (-Q)

В ходе химических реакций в системе может увеличиваться или уменьшаться число молекул, может изменяться агрегатное состояние веществ, т.е. степень беспорядка в системе может увеличиваться или уменьшаться. Мерой беспорядка (хаоса) является энтропия (S). Изменение энтропии Δ S может быть оценено качественно и количественно. Например, появление газообразных продуктов в системе – признак увеличения энтропии, а уменьшение числа молекул в ходе реакции – признак уменьшения энтропии.

Взаимосвязь термодинамических функций G, H и S отражается в законах термодинамики.

Существует несколько формулировок второго закона термодинамики.

1.Теплота не может самопроизвольно переходить от более холодного тела к более теплому (М.В. Ломоносов)

2. При превращении одного вида энергии в другой неизбежны потери в виде тепла.

3. Невозможно создать вечный двигатель второго рода (к.п.д.< 100%).

4. Самопроизвольно могут протекать только такие процессы, при которых система из менее вероятного состояния переходит в более вероятное (Л. Больцман).

5. При постоянных температуре и давлении самопроизвольно могут протекать только такие процессы, для которых изменение энергии Гиббса (DG) отрицательно.

Математическое выражение второго закона термодинамики – уравнение Гиббса-Гельмгольца:

Δ G = Δ H – TΔ S, где Т – температура по Кельвину.

Δ G является истинным критерием самопроизвольности процесса и показателем направленности реакции. Δ G - это неэнтропизированная энергия, т.е. изобарно-изотермический потенциал системы для совершения полезной работы. Знак Δ G определяет возможность протекания химической реакции в данных условиях. ЕслиΔ G< 0, то реакция идет самопроизвольно, если Δ G > 0, то процесс не может идти самопроизвольно. Если Δ G=0, то система находится в равновесии, т.е. скорости прямой и обратной реакций равны. Частный случай уравнения Гиббса-Гельмгольца – правило Томсена-Бертло: для процессов с выраженной экзотермичностью Δ G ≈ Δ H. Это реакции, протекающие со взрывом, с большим выделением тепла, где изменением энтропии можно пренебречь. Поскольку для экзотермических реакций Δ H отрицательная величина, то и Δ G тоже будет отрицательна, определяя самопроизвольность экзотермического процесса.