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 |
Термохимия. Закон Гесса. Следствия из закона Гесса. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры. ⇐ ПредыдущаяСтр 2 из 2
Изучает применение первого з-на термодинамики к хим. пр-ссам, т.е. закономерности тепловых эффектов хим. пр-ссов. Теоретической и экспериментальной основой термохимии явл. 1-й з-н термодинамики. А+В=АВ+Q Сущность р-ции в том, что связь между атомами в молекулах исходных в-в разрушается и образуются новые связи с другой энергией, т.е. можно приписать исходным в-м и продуктам р-ции какие-то значения внутр. энергии, равные U2 и U1. Тепловой эф-т р-ции – кол-во тепла, выделяемое или поглощаемое в пр-ссе р-ции при превращении одного моль исходного в-ва. Если теплота выделяется – экзотермическая р-ция, если поглощается – эндотермич. δQ = dU + PdV. Тепловой эф-т р-ции будет явл. ф-цией состояния с-мы, если: 1)Давление или объем в сис-ме должны быть постоянными. Qp= –ΔH или QV= –ΔU 2)Не совершается никакой работы кроме работы расширения против сил внутреннего давления. δA = pdV 3)Темпер. исходных в-в и конечных продуктов постоянна. При таких усл-ях тепловой эффект не зависит от пути протекания пр-сса – это составляет сущность з-на Гесса: если из данных исходных в-в можно получить заданные конечные продукты различными путями, то суммарная теплота пр-сса на одном пути равна суммарной теплоте пр-сса на другом. Следствия з-на Гесса: 1)Тепловой эф-т р-ции равен сумме энтальпий образования продуктов р-ции за вычетом суммы энтальпий образования исх. в-в с учетом их стехеометрич. коэф.: ΔH=∑niΔfHпр.р-ции – ∑ njΔfHисх.в-в 2) Тепловой эф-т р-ции равен тепловому эф-ту р-ции полного сгорания исх. в-в за вычетом теплового эффекта р-ции полного сгорания продуктов р-ции ΔH=∑niΔ fl H исх.в-в – ∑ njΔ fl H пр.р-ции. На практике хим. р-ции обычно проводят при P = const, а теоретич. расчеты для большего удобства при V=const. Связь между тепловым эф-том при P=const и V=const выражается ур-ием: Q P =Q V +nRT, где n – изменение числа моль в-ва в процессе р-ции.
Второй закон термодинамики. Энтропия. Второй з-н термодинамики устанавливает критерий, кот. позволяет определить принцип, возможность и направление перехода энергии в системе. Основным значением второго з-на явл. установление, какие процессы в данной системе при данных условиях могут протекать самопроизвольно, и какое кол-во работы при этом можно получить. В термод. все пр-ссы можно разбить на 2 группы:
1)самопроизвольные, протек. без затрат энергии извне. Система по мере совершения работы теряет сп-ть совершать полезную работу, и пределом течения самопр. пр-сса явл. состояние равновесия. 2)несамопроизвольные, на протекание кот. необходимо затратить энергию извне. Получить полезную работы нельзя. По тому как происходит возвращение с-мы в исходное состояние различают обратимые и необратимые пр-ссы: Обратимые пр-ссы – при совершении которых в прямом и обратном направлении с-ма проходит через одни и теже состояния равновесия и при этом в окружающей среде не происходит никаких изменений. Работа, совершенная с-мой при необратимом пр-ссе, меньше, чем работа совершаемая над сис-ой для возврата ее в исх. состояние. Т.е. часть энергии необратимо переходит в другой вид энергии или теряется в виде теплоты, кот. рассеивается в окруж. среде. 2-й з-н термодинамики: 1)Теплота самопроизвольно переходит от более горячего тела к более холодному. 2)Невозможно построить периодически действующую машину, производящую работу только за счет охлаждения тела с более низкой температурой (вечный двигатель второго рода). Исходя из цикла Карно: η = (Q2 – Q1)/Q2 = (T2 – T1)/T1 Откуда Q1/T1 = Q2/T2 В обратимом цикле сохраняется приведенная теплота: Q2/T1 – Q1/T1 = 0. Функция, для которой величина d Q/T служит полным диф-ом есть энтропия S: dS = d Q/T S – энтропия с-мы. Является ф-цией состояния сис-мы. Значение энтропии не зависит от пути перехода с-мы из одного состояния в другое, а определяется только начальным и конечным состояниями с-мы: ΔS = S2 – S1 Таким образом введение этропии установило, что теплота в сис-ах не существует и в термодинамических процессе не сохраняется, а сохраняется приведенная теплота. Если dS>0, то пр-сс возможен и может протекать самопроизвольно. Если dS=0, то энтропия постоянна и сис-ма находится в состоянии равновесия. Если dS<0, то термодинамич. пр-сс невозможен. В изолированной сис-ме пр-ссы пекращаются тогда, когда этропия достигает макс. значения при заданных условиях (P,T) и постоянстве параметров (U,V).
Изобарно-изотермический потенциал.
Учитывает работу механического вида, совершаемую системой. dU = TdS – PdV d(U–TS+PV) = 0 Т.е. существует ф-ция, полный потенциал которой равен нулю. Данная ф-ция наз. изобарно изотермический потенциал (энергия Гиббса) G = U – TS+PV Для обратимых процессов dG = 0. А для самопроизвольных dG < 0. Поскольку U+PV = H, то G = H–TS или G = F+pV, где F – энергия Гейнгольца. Изменение энергии Гиббса – работа с обратным знаком при постоянном давлении. Изобарно изотермический – мера максимально возможной работы при P,T =const.
Энтропия как критерий направленности процессов. Вычисление энтропии. Исходя из цикла Карно: η = (Q2 – Q1)/Q2 = (T2 – T1)/T1 Откуда Q1/T1 = Q2/T2 В обратимом цикле сохраняется приведенная теплота: Q2/T1 – Q1/T1 = 0. Функция, для которой величина d Q/T служит полным диф-ом есть энтропия S: dS = d Q/T S – энтропия с-мы. Является ф-цией состояния сис-мы. Значение энтропии не зависит от пути перехода с-мы из одного состояния в другое, а определяется только начальным и конечным состояниями с-мы: ΔS = S2 – S1 Таким образом введение этропии установило, что теплота в сис-ах не существует и в термодинамических процессе не сохраняется, а сохраняется приведенная теплота. Если dS>0, то пр-сс возможен и может протекать самопроизвольно Если dS=0, то энтропия постоянна и сис-ма находится в состоянии равновесия. Если dS<0, то термодинамич. пр-сс невозможен. В изолированной сис-ме пр-ссы пекращаются тогда, когда этропия достигает макс. значения при заданных условиях (P,T) и постоянстве параметров (U,V). Вычисление энтропии: 1)Изотермический пр-сс. T=const, dT=0 ΔS=Q/T; ΔS=ΔH/T Для идеальных газов: ΔS=R ln (V2/V1) 2)Изобарический пр-сс P=const; dQ= CP dT dS= CP dT/T ΔS= CP ln (T2/T1) 3)Изохорический пр-сс V=const dQ= CV dT ΔS= CV ln (T2/T1) 4)Адиабатический пр-сс Q= 0; dS = 0
Первый закон термодинамики. Внутренняя энергия. 1-й з-н есть следствие из з-на сохранения энергии. Он устанавливает эквивалентность перехода энергии из одного вида в другой. Три формулировки: 1) Все виды энергии переходят друг в друга в строго эквивалентных отношениях. Энергия не теряется и не возникает из ничего. 2) Изменение внутр. энергии термодинам. системы равно разности теплоты, подведенной к данной сис-ме и кол-во работы, совершенной этой сис-мой. 3) Невозможно создать вечный двигатель первого рода, т.е. производящий работы без затрат эквивалентного кол-ва энергии др. вида. Термодинамика занимается макросистемами, т.е. состоящими из множества микрочастиц и энергию любой макросистемы можно выразить с помощью термодинамич. параметров P,V,T. И этой обобщающей энергетич. хар-кой сис-мы является внутренняя энергия. Внутр. энергия – сумма кинетич. энергии движения всех частиц сис-мы, потенциальной энергии межмолекулярного взаимодействия, энергии движ. электронов, внутриядерной энергии и т.д., за исключением кинетич. и потенциальной энергии сис-мы в целом. Математич. выражения – уравнение баланса энергии при переходе си-мы из состояния 1 в сост. 2. ΔU = U2 – U1. Абсолютное значение внутр. энергии определить невозможно. Можно определить только изменение внутр. энергии при переходе через измеряемые величины. Из закона сохр. энергии: Если в результате процесса энергия сис-мы изменилась на ΔU, то на такую же величину изменилась энергия окруж. среды. Изменение энергии осуществляется в виде теплоты или работы. Тогда Ур-ние баланса энергии: ΔU = Q+A
а для беск. малых велич: ΔU = δQ – δA. Внутренняя энергия явл. функцией сост. сис-мы, т.е. еёизменение не зависит от Пети перехода из сост. 1 в 2, а определяется значениями параметров в каждом из этих состояний. С матем. точки зрения U = f (T,P,V). Теплота и работа не явл. В общем случае ф-циями состояния, т.к. они определяют только процесс перехода. Если А = 0, тогда изменение внутр. энергии равно теплоте Q. Т.е. при отсутствии работы, тепло, подводимое к системе, идет на нагрев этой системы. Если Q = 0, то работа совершается за сет убыли внутр. энергии сис-мы.
Энтальпия. Пусть в термодин. процессе совершается только механич. работа, тогда первый з-н темод. записывается: δQ = dU + PdV При интегрировании получим: Q = (U2–U1)+(PV2–PV1) = (U2+PV2) – (U1+PV1) или Q = H1 – H2 = ΔH. H – этальпия – ф-ция состояния сис-мы, теплота, поглощаенная или отданная сис-мой при постоянном Р и равна изменению энтальпий и не зависит от пути перехода сис-мы из одного сост. в другое. Энтальпия явл. функцией состояния сист. и поэтому с мат. точки зрения явл. полным диф-ом: dH = hdP + PdV + VdP = Q + VdP а т.к. δQ = hdP +CP dT то dH = hdP +CP dT + VdP= (h+V)dP + CP dT. т.к. P = const, то dH = CP dT.
Химический потенциал. Пр-ссы, протекающие в закрытых и изолированных сис-х описываются с помощью термодинамич. потенциалов. Они указывают на возможность и направленность протекания пр-ссов в этих сис-х. При протекании хим. р-ции происходит обмен с окруж. средой, а также изменяется кол-во вещ-в, учавствующих в р-ции. Пусть имеем р-цию А+В=С+D ±ΔH. Примем, что число в-в А и В уменьшается, соответственно число моль С и D увеличивается. Р-ция проходит при T,P=const. Тогда изобареый потенциал: G = f(P,T, n1,n2…ni), где n – число моль компонентов участников р-ции. Тогда dG = (d G/ d P)dP+(d G/ d T)dT+∑(d G/ d ni)dni, где d G/ d ni = μ i – химический потенциал. dG = –SdT+VdP +∑ μ i dni При P,T = const: dG = ∑ μ i dni Для обратимого пр-сса ∑ μ i dni = 0, а для необратимого пр-сса ∑ μ i dni < 0. Если проинтегрировать dG = ∑ μ i dni, то получим G = μ i ni. Аналогично химический потенциал является частной производной любого термодинамич. потенциала по числу моль компонентов.
|
|||||||
Последнее изменение этой страницы: 2016-04-19; просмотров: 341; 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 - 18.190.217.134 (0.015 с.) |