Chimica-Fisica

Def.

• Sist. isolato: non scambia né energia né materia con l'amb.
• Sist. chiuso: non scambia materia, ma scambia energia con l'amb.
• Sist. aperto: scambia sia energia che materia con l'ambiente.

• Proprietà intensive: definibili puntualmente (es: temp., pressione).
• Proprietà estensive: proseguono la caratteristica dell'additivo (es: massa).

• Corpo e sistema: isolato e chiuso.
• Fase: porzione di materia le cui proprietà intensive non dipendono dalla posizione all'interno della fase stessa.
• Stato: insieme dei valori delle grandezze fisiche macroscopiche necessarie per descriverlo in modo univoco.
• Pareti adiabatiche: tale che in esse la contenuto non subisce modificazioni durante la messa che le pareti stesse non sono compresse o deformate.
• Pareti diatermiche: tale che due sistemi separati possono influenzarsi reciprocamente.

TRASFORMAZIONI (o processi):

alterazione dello stato del sistema.

Equilibrio termico: sistema in cui le variazioni delle osservabili sono cessate.

Il principio zeroth: se due corpi A e B sono in eq. termico con un terzo corpo C, allora sono anche in eq. termico fra di loro.

\( v = \frac{V}{m} = \frac{1}{\rho} \) _{volume specifico} pressione = massa/volume

preso \( A \) e \( B \) descritti dalle variabili \( v \) e \( \rho \) e posto a contatto con una parete diatermica e sono in equilibrio con segue stati di equilibrio

• \[(p_1^A, v_1^A) \mid (p_2^A, v_2^A) \]
• \[(p_3, v_3) \mid (p_2, v_2) \]

in base al principio zeroth anche \( (p_1^A, v_1^A) \), \( (p_3, v_3) \) sono \( (v_3, \eta_O) \) definito riferimento e definiamo un comune "apparec". equilibrio termico = TEMPERATURA.

\( f_A(r, v) = f_B(r, v) = t \)

Principio finanza della termodinamica: \\( dW = \sum Y_i dx \). La trasformazione di un corpo diathermiso in una parete diathermica da un determinato stato variabile ad un determinato stato finale coincide con il calcolo di quantità di lavoro, purché durante].

dal lavoro in cui viene svolto il processo.

dW₂^nd inteso ➔ W = −(U_f − U_i)

il lavoro compiuto da un corpo in un processo adiabatica è uguale alla variazione (diminuzione) di energia interna.

- Tenuto stato, sistema a volume costante che conserva la propria energia termica durante un processo e non compie lavoro meccanico.

Considerando un sistema costituito da un termostato e un corpo X, si assume che avvenga un processo da A ➔ B: il corpo assorbe calore e per il termostato si ha quindi:

w = −ΔQ_th = U_f^th − U_i^th per il sistema:

w = −[^{ΔQth + ΔQx}] − [(U_i^th − U_f^th) + (U_f^x − U_i^x)]

dato che

ΔU^th = q^th, u^th = q^th = −q^x

w^x = w^x = −[^{qx+(u_ix − u_fx)}] = U_i − U_f = q − w

ʃ_AB dU = ʃ_AU | una f.n.z. di stato

• secondo principio della termodinamica:
• processo naturale: processo che decorre spontaneamente (Irreversibile).
• processo reversibile: una trasformazione tipo A ➔ B ➔ A
• processo che può essere invertito provocando le più variazioni in l’universo è dell'universo,

Postulato del II principio: esistono processi reversibili

☑ enunciato di Clasius, è impossibile operare un trasferimento di calore da un termostato a temperatura uniforme e ottenere una quota di lavoro equivalente senza provocare una alterazione dello stato di qualche altro corpo.

- proposiz. di Carnot:

^q₂/_{q2^*f* (t1, t2)}

- proposizione di Kelvin:

^q₁/_{q2 = ^Tq/T2}

- prima proposiz. di Clasius existe

una funzione di stato finale come ; ds = (^ただ)

- 2^o proposiz. di Clasius: in un sistema adibattico ds ≥ 0 per un processo naturale, dso per un processo reversibile

Lavoro massimo, se il calore è assorbito da un termostato a T_t

dS_s = ^d_sq⁄_Tt + δσ   dove   δσ ≥ 0

δq = dU_s + δw → dS_s = ^{dU_s + δw}⁄_Tt

^{dS_s - dσ}⁄_Tt = ^d_sq⁄_Tt → δw = TdS_s - dU_s - T_t dσ

t_t dS_s - TδΦ> = dU_s + δw → δw = TdS_s - dU_s - T_t δσ

W_max = T_t (S_B - S_A) - (U_B - U_A)

• concetto di entropia: processo naturale = processo di mescolamento generalizzato,

2 due tipi di mescolamento, generalizzato:

^S = k ln Ω (U,V,N)

dove Ω = Ρ × Ρ energètica, un incremento di entropia può implica necessariamente un incremento di distribuzione posizionale se l'incremento della ripartizione energetica venga compensato à riduzione del numero di configurazioni spaziali accessibili.

• Potenziali ausiliari:

1. Entalpia:   H ≡ U + PV
2. Energia libera di Helmholtz   (car. libera da H.)   A = {/*A as letter not rendered*/} ≡ F ≡ U - TS
3. Energia libera di Gibbs:   G = U + PV - TS

• 1° considerando un ciclo chiuso a P=cost e che evolve —> e che evolve &ldots;

H₂ - H₁ = U₂ - U₁ + P₂V₂ + P₂V₂ = U₂ - U₁ + P (V₂ - V₁) = q - W

⋊ H₂ - H₁ : q - W + W = q

• Calori latenti e di reazione: definiti normalmente a P₀ cost.

L = H₂ - H₁ H_sol ΔH_m,r,

Un valore da fornire al sistema per avviare reazione di fase

L = (φ) H₂ - H₁ = ΔH, utile perché ex: valore incrociato di fase

tali grandezze possono essere usati per calcoli al variare di T, P o T₃ cost. In generale

• H₂ - H₁ = ∫_T₁^T₂C_pdT + ∫_V₁^V₂V(1-αT)dP
• S₂ - S₁ = ∫_T₃^T₂C_pdT - ∫_P₁^P₂VDdP

• Stati di riferimento: formazione (H_formazione = 0) di gli, sostanza pura elemento alla T del punto triplo dell'H₂O (2.38,16 K) e pressione atmosferica e nello stato stabile e tale T (stato diotropo stabile)

• Grandezze molari e grandezze molari parziali: un sistema in più composti un potenziale parziale che soddisfi:

Ei = E̅_i imponene che E̅_i = (∂E̅)

Per ρ e T costanti si ha:

dE = (∂E)_P,nidT + (∂E)_n,P dP + Σi E̅_idni.

⇒ ∫ dE̅ = Σi E̅_idni

considerando un sistema con 2 due componenti ① u₂ ② u₂

volendo calcolare H_im:

• ΔH_mix = (u_gH_g + u₂H₂) - (u_gh_g + u_lh_l)
• ΔuL = H_mix^sup(1)
• Δh = (u_gh_g + x₂h_l) - (x₃h_l + x₂ h_g)

x₃(h₂ - h₁ + x₂(h_g - h_l))

y - y₀ = u_m(x - x₀)