Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Теплотворная способность топлива и пищи
Наиболее распространенными химическими реакциями, используемыми для получения теплоты, являются реакции горения. Энергия, выделяемая при сгорании топлива или пищи, называется теплотворной способностью или калорийностью топлива и измеряется в кДж/кг.
10
Калорийность пищевых продуктов В процессе пищеварения пища перерабатывается с образованием глюкозы, жира и других веществ, при окислении которых выделяется энергия. Большая часть энергии, в которой нуждается наш организм, поступает из углеводов и жиров. В процессе пищеварения углеводы разлагаются на глюкозу. В качестве примера рассмотрим расчет теплового эффекта реакции при окислении одного моля глюкозы С6Н12О6. Глюкоза растворима в крови и переносится потоком крови к клеткам организма, где реагирует с кислородом в несколько стадий, превращаясь в конечном итоге в СО2 и Н2О с выделением энергии: С6Н12О6 + 6О2 ––> 6СО2(г) + 6Н2О(ж)+ Q DН = [6DHобр (H2O) + 6DHобр (CO2)] – [DHобр(C6H12O6)] = - 2816 кДж Простой расчет показывает, что калорийность глюкозы составляет 17 кДж/г или 17000 кДж/кг. Разложение углеводов происходит быстро, поэтому их энергия сразу же поступает в организм. Из-за быстрого окисления и высокой растворимости углеводов в организме запасается их небольшое количество и по этой причине они не могут быть долговременными источниками энергии Жиры также окисляются до СО2 и Н2О. Например, сгорание типичного жира стеарина С57Н110О6, происходит по уравнению: С57Н110О6 + 163/2 О2 = 57СО2 + 55 Н2О + 75520 кДж, что соответствует калорийности жира, равной 38000 кДж/кг. Сгорание жиров всего в 1,25 раза менее эффективно сгоранию бензина (октана): С8Н18 + 25/2 О2 = 8СО2 + 9Н2О Калорийность октана составляет 48000 кДж/кг. Существуют 2 причины, по которым жиры оказываются более удобными для хранения энергии в организме человека: жиры выделяют больше энергии в расчете на 1 г и они нерастворимы в воде, что позволяет им накапливаться. 11 В среднем взрослому человеку требуется около 6300 кДж/сутки, если он находится в покое и теплом помещении. При выполнении работы эта цифра возрастает до 10000 – 13000 кДж/сутки.
Взаимосвязь между ΔН и ΔU реакций, протекающих с участием газообразных веществ
В общем случае энтальпия и внутренняя энергия химической реакции мало зависят от температуры, при которой проводится реакция и в прикидочных расчетах влиянием температуры на эти величины обычно пренебрегают. В расчетах, требующих большей
точности, необходимо воспользоваться уравнениями Кирхгофа, которые описаны в специальной литературе. В реакциях, где участвуют или образуются газообразные вещества, связь между DН и ∆U описывается уравнением:
D Н = ∆U + р∆V = ∆U + ∆nRT (9) ∆n – изменение числа моль газообразных веществ. С2Н2 (г)+ 3/2 О2 (г) = Н2О(ж) + 2 СО2 ∆n = + 0,5 моль Cu(кр)+4HNO3(р) = 2NO2(г) + Cu(NO3)2(кр) +2 H2O(ж) ∆n = + 2,0 моль N2 (г) + 3H2 (г) = 2 NH3(г) ∆n = - 2,0 моль С точки зрения 1-го закона термодинамики нет никаких препятствий тому, что весь тепловой эффект химической реакции, например горения угля или газа был бы превращен в паровой машине в работу. Однако, весь опыт человечества показывает, что только часть тепловой энергии Q может быть превращена в работу A. Их отношение η = Q/А называется КПД (коэффициент полезного действия), который всегда меньше единицы η < 1.
12 ВТОРОЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ
Первый закон термодинамики позволяет рассчитать тепловой эффект процесса, однако не дает ответа на вопросы о направлении и глубине протекания процесса и будет ли процесс протекать самопроизвольно или для его протекания необходимо подвести энергию извне. Самопроизвольные процессы идут сами по себе и не требуют затрат внешней энергии. Второй закон термодинамики дает возможность определить, какой из процессов будет протекать самопроизвольно и какое количество работы может быть при этом получено, а также насколько глубоко будет протекать процесс. Подобно первому закону, второе начало термодинамики выведено непосредственно из опыта. Самопроизвольные процессы в конечном итоге всегда приходят к состоянию равновесия, т.е. к состоянию, когда переход в прямом направлении и обратном равновероятен.
Суть обобщенных формулировок второго закона заключается в следующем: если некая реальная система получила от нагревателя определенное количество теплоты Q и совершила при этом работу А, то эта работа всегда меньше полученной теплоты, т.е. А<Q. Таким образом, можно принять, что внутренняя энергия системы состоит из двух составляющих: "свободной" X и "связанной" Y энергий, причем "свободная" энергия может быть переведена в работу, а "связанная" энергия рассеивается в окружающем пространстве в виде теплоты.
U = X + Y (10) Мерой связанной энергии является новая термодинамическая функция состояния, называемая энтропией.
13 Любой системе в данный момент времени соответствует множество микросостояний, которые реализуются во множестве элементарных объемов системы и меняются в каждый следующий момент времени. В каждом элементарном объеме все время меняются температура, давление, плотность, вязкость и т.д., что в жидкостях и газах связано с броуновским движением частиц (молекул, атомов, ионов). Если в микрообъеме частицы сталкиваются, то в нем повышаются давление, температура, плотность и т.д., если частицы разлетаются в разные стороны, то, наоборот, происходит уменьшение этих величин. В твердых телах микростояния меняются из-за тепловых колебаний частиц в узлах кристаллической решетки. На практике, измеряемые нами с помощью градусников, пирометров или манометров, температуры и давления являются средними величинами, складывающихся из температур и давлений в отдельных элементарных объемах системы. Появление того или конкретного микросостояния и их комбинаций в системе не предсказуемо и по этой причине, появление той или иной комбинации микросостояний, можно охарактеризовать только с позиций теории вероятности. Число возможных комбинаций, которые могут реализоваться в системе определяет ТЕРМОДИНАМИЧЕСКУЮ ВЕРОЯТНОСТЬ СОСТОЯНИЯ ВЕЩЕСТВА (W). Чем меньше число возможных микросостояний в системе, тем система более упорядочена, численные значения W малы и больше вероятность появления того или иного микросостояния. В пределе, в совершенном кристалле (без дефектов и без примесей), при температурах, близких к 0 К, мы имеем одну, не меняющуюся со временем комбинацию микросостояний. Картина статична, атомы в решетке не колеблются и W = 1. Наоборот, если число возможных состояний велико, то система неупорядочена и W → ∞. Таким образом, число возможных комбинаций микростояний в системе может меняться в широких пределах (1 ≤ W ≤ ∞). Как видно, число возможных микросостояний в системе может быть очень велико, так как во всех элементарных объемах системы (вещества) постоянно меняются координаты и импульсы частиц, давление, вязкость, плотность, температура и другие параметры, то охарактеризовать 14 термодинамическую вероятность состояния вещества W с помощью таких больших чисел крайне неудобно, а порой и невозможно. По этой причине, за меру числа микростояний, характеризующих неупорядоченность системы, приняли логарифмическую функцию, которую назвали энтропией:
S = R ∙ ln W (Дж / моль. К) (11) Здесь R – газовая постоянная, W – число возможных микростояний системы. Таким образом, энтропия есть логарифмическая функция состояния, описывающая степень неупорядоченности системы. Энтропия возрастает с усложнением однотипных молекул, с увеличением числа частиц, с увеличением объема, Т оС и при растворении твердых веществ. Например: S(газ) S2 (газ) S, Дж/моль.К 168 228 UC12 UC13 UC14 UC15 S, Дж/моль.К 79 150 198 213 NO NO2 N2O3 N2O5 S, Дж/моль.К 211 240 307 356
Химическая реакция, связанная с увеличением объема, также характеризуется возрастанием энтропии: СаСО3(к) = СаО(к) + СО2(г) ∆S >0 ∆n >0 С(к) + О2(г) = СО2(г) ∆S ≈ 0 ∆n ≈ 0 MgO(к) + СО2(г) = MgCO3(к) DS <0 ∆n <0 Здесь ∆n – изменение числа молей газообразных веществ, которые и вносят наибольший вклад в изменение энтропии химической реакции. Чаще всего мы имеем дело с тремя состояниями вещества. Для большинства веществ характерны переходы: ТВ → ЖИДК → ГАЗ (вода, металлы, большинство твердых и газообразных металлоидов). Для них изменение энтропии с температурой имеет вид (рис.2). 15 S, Дж/моль.К газ
жидк
тв
0 Тпл Тисп Т, К Рис. 2. Изменение энтропии в зависимости от температуры при наличии фазовых переходов твердое тело – жидкость - газ
Для некоторых веществ промежуточное, жидкое состояние, отсутствует, и твердое вещество сразу же переходит в газовую фазу. Это процесс называется сублимацией. Такие переходы наблюдаются для J2ТВ → 2Jгаз; SТВ → S газ. Для этого случая изменение энтропии с температурой меняется согласно данным рис. 3.
S, Дж/моль.К газ
тв
0 Тисп Т, К Рис. 3. Изменение энтропии в зависимости от температуры при наличии процесса сублимации вещества
16 Для фазовых переходов, происходящих в изобарно-изотермических условиях, изменение энтропии равно:
∆Sфп = ∆Нф.п./Tфп; (Р = const) (12)
Для фазовых переходов, происходящих в изохорно-изотермических условиях, изменение энтропии равно:
∆Sфп = ∆Uф.п./Tфп; (V=const) (13)
Изменение энтропии для реакции а А + вВ = сС + дД может быть рассчитано по уравнению: ∆ S0хр = [сS0 (С) + дS0(Д)] – [а S0 (А) + вS0(В)] (14) или D S0 хр = S (n i S0i) прод - S (n i S0i) исх (15)
ПОСТУЛАТ ПЛАНКА (Третий закон термодинамики)
В 1911 году М. Планк высказал постулат: Энтропия правильно сформированного кристалла чистого вещества при абсолютном нуле равна нулю. Следует подчеркнуть, что вещество в этом случае должно быть абсолютно чистым, а сам кристалл не должен иметь дефектов, так как все эти факторы увеличивают число микросостояний вещества, а значит и энтропию. Изменение энтропии при переходе от Т = 0 К к температуре 25 0С равно ∆S = S298 – S0 но S0 = 0 и поэтому энтропия при стандартных условиях и таблицах измеряется не как ∆S, а в значениях S298 .
17
|
|||||||||||||||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2021-02-07; просмотров: 78; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 18.118.193.232 (0.036 с.) |