Химическая термодинамика для чайников: Ошибка выполнения

Содержание

Основы химической термодинамики – презентация онлайн

1. ОМСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ МЕДИЦИНСКАЯ АКАДЕМИЯ КАФЕДРА ХИМИИ

Лекция 1
Основы химической термодинамики
• Основные понятия химической термодинамики.
• Функции состояния системы.
• Первый закон термодинамики.
Лектор: Степанова Ирина Петровна
доктор биологических наук,
профессор, зав. кафедрой химии
ЦЕЛИ ЛЕКЦИИ
ОБУЧАЮЩАЯ: сформировать знания об основах
химической термодинамики, первом законе
термодинамики и законе Гесса.
РАЗВИВАЮЩАЯ: расширить кругозор
обучающихся на основе интеграции знаний, развить
логическое мышление.
ВОСПИТАТЕЛЬНАЯ: содействовать формированию
у обучающихся устойчивого интереса к изучению
дисциплины.

3. Основные понятия химической термодинамики

Термодинамика – это наука,
изучающая взаимные
превращения различных видов
энергии, связанные с
переходом энергии в форме
теплоты и работы.
Медико-биологическое значение темы
Медико-биологическое значение темы
Термодинамика теоретическая основа при
осуществлении химического и
биологического синтеза при
изготовлении лекарственных
препаратов.

6. Медико-биологическое значение темы

Термодинамический метод исследования является
одним из наиболее надежных способов изучения
обмена веществ и энергии в живых организмах.
Превращения энергии,
происходящие в живых
организмах, являются
предметом
биоэнергетики.
Основные понятия и термины
Термодинамическая система (ТД
система) – это любой объект природы,
состоящий из достаточно большого числа
структурных единиц, в частности
молекул, отделенных от других объектов
природы реальной или воображаемой
границей раздела.

8. Основные понятия химической термодинамики

Часть объектов природы, не входящих в
систему, называется средой.
Важными характеристиками системы являются
масса вещества (m) и энергия (Е или U).
Классификация систем по характеру
взаимодействия с окружающей средой

энергия
масса
Открытая
система
(живой организм)
↔ энергия
Закрытая
система
(запаянная
ампула с
лекарством)
Изолированная
система
(термос)

10.

Основные понятия химической термодинамики Фаза – это часть системы с
одинаковыми физическими
и химическими свойствами,
отделенная от других частей
границей
раздела,
при
переходе через которую
свойства резко меняются.

11. Основные понятия химической термодинамики

В зависимости от фазового состояния
различают:
1. Гомогенные системы. Это системы, в которых
все компоненты находятся в одной фазе, и в них
отсутствуют границы раздела. Пример: растворы
глюкозы, солей, кислот.
2. Гетерогенные системы. Они состоят из
нескольких фаз, отделенных границей раздела.
Пример: эритроциты – плазма крови, живой
организм.

12. Основные понятия химической термодинамики

Термодинамическое состояние системы совокупность всех физических и химических свойств
системы. Качественно характеризуется числом фаз и
химическим составом, количественно термодинамическими параметрами.
Для термодинамики особое значение имеет
равновесное состояние системы – постоянство всех
свойств в любой точке системы и отсутствие потоков
массы и энергии в системе.

13. Основные понятия химической термодинамики


Термодинамические параметры – это совокупность
физических величин, определяющих состояние
системы: температура (t), давление (р), объем (V).
концентрация (с).
• Функциональная зависимость термодинамических
параметров выражается уравнением состояния.
• Для газообразных систем эти параметры связаны
между собой уравнением Менделеева – Клапейрона:
p·V= n(х)·R·Т,
n(x) =m(x)/M(x) [моль]
R= 8,3 14 Дж · моль-1·К-1
m(х)
p·V=
·R·T
M(х)

14. Основные понятия химической термодинамики

Термодинамические параметры
называются стандартными, если они
определяются при стандартных условиях.
К стандартным условиям относят:
t=250С или
Т= (t0С +273) = 298 К
р= 101,3 кПа = 1 атм
С(х) = 1 моль · дм-3

15. Основные понятия химической термодинамики

Термодинамический процесс – переход системы из
одного равновесного состояния в другое,
сопровождающийся изменением хотя бы одного
термодинамического параметра.

16. Основные понятия химической термодинамики

В зависимости от того, какой из параметров
состояния при протекании термодинамического
процесса остается постоянным, различают
следующие термодинамические процессы:
изотермический (Т = const),
изобарный (р = const),
изохорный (V = const),
адиабатический (Q= const).

17. Функции состояния системы

В термодинамике для
определения изменения энергии
системы пользуются различными
энергетическими
характеристиками, которые
называются термодинамическими
функциями состояния системы.

18. Функции состояния системы

К термодинамическим функциям системы относятся:
1. Внутренняя энергия (U).
2. Энтальпия (Н).
3. Энтропия (S).
4. Энергия Гельмгольца (F).
5. Энергия Гиббса (свободная энергия) (G).
6. Химический потенциал (μ).

19. Функции состояния системы

1. Внутренняя энергия (U)
Внутренняя энергия системы складывается
из кинетической энергии движения молекул
или атомов, образующих систему,
потенциальной энергии их взаимодействия
и внутримолекулярной энергии.
Внутренняя энергия (U):
Абсолютное значение внутренней энергии измерить
невозможно, поэтому измеряют ее приращение:
Uсистемы = Uкон – Uнач
Бесконечно малое изменение U является полным
дифференциалом dU.
20
Знак U:
(+) значения: система получила энергию;
(-) значения: система потеряла энергию.
h3 (г), O2 (г)
Внутренняя энергия U
2h3(г) + O2(г) 2h3O(г)
2h3O(г)
U
2h3(г) + O2(г)
ΔU>0
h3O (г)
21
Знак U:
(+) значения: система получила энергию;
(-) значения: система потеряла энергию.
h3 (г), O2 (г)
Внутренняя энергия U
2h3(г) + O2(г) 2h3O(г)
+ энергия
(выделяется)
U
2h3O(г)
ΔU>0
2h3(г) + O2(г)
– энергия (поглощается)
h3O (г)
22

23. Функции состояния системы

Внутренняя энергия есть функция состояния
системы, приращение которой (ΔU) равно
теплоте, поступающей в систему при
изохорном процессе (ΔV=const).
ΔU=Q V , где Q V – теплота изохорного
процесса.
ΔU – кДж/моль или кДж· моль-1
Единицы измерения энергии:
Джоуль = Дж
Так как Дж очень маленькая величина,
обычно используют кДж.
калория = кал 1 кал = 4.184 Дж
1 кал
4.184 Дж
Коэффициент пересчета!
24
Функции состояния системы
Калория – это количество
теплоты, необходимое для
нагревания 1 г воды на 1oC
(от 14.5 to 15.5oC)
Первый закон термодинамики
Первый закон термодинамики
является постулатом: он не
может быть доказан логическим
путем, а вытекает из суммы
человеческого опыта.
Большая роль в обобщении
эмпирического опыта при
открытии закона принадлежит
Г.К. Гессу, Р. Майеру, Джоулю,
Гельмгольцу.
26
Первый закон термодинамики
Химические процессы сопровождаются изменением энергии.
27
Первый закон термодинамики
Является количественным выражением всеобщего
закона природы о вечности материи и движения:
энергия в системе не создается из ничего и
не исчезает бесследно.
28
Первый закон термодинамики
Вечный двигатель
первого рода
невозможен (работа
требует энергии).
Первый закон термодинамики
Система получает
теплоту за счет работы
внешних сил.
Система теряет теплоту за
счет совершение ею
работы против внешних
сил.
Q>0
Q
w
w>0
Как изменяется внутренняя энергия системы?
U
Q>0
Q
w
w>0
На что расходуется теплота, подведенная к системе?
Первый закон термодинамики
Пример:
Первая
ситуация:
идеальный газ
находится в
изолированном
цилиндре с
поршнем.

34. Первый закон термодинамики

Что произойдет
с газом, если
поршень будет
перемещаться?

35. Первый закон термодинамики

Если цилиндр
изолирован,
температура будет
расти, атомы
будут двигаться
быстрее, а
давление
повышаться.

36. Первый закон термодинамики

При этом
внешние силы
совершат работу
в продвижении
поршня:
W = P V
x

37.

Первый закон термодинамики Работа,
проделанная над
газом, равна
изменению
внутренней
энергии газа:
W = U
x

38. Первый закон термодинамики

Вторая ситуация:
цилиндр
помещен на
горячую плиту.
Что произойдет с
газом?

39. Первый закон термодинамики

Атомы будут
двигаться быстрее,
в системе будет
увеличиваться
внутренняя
энергия:
Q = U

40. Первый закон термодинамики

Что произойдет,
если к системе
одновременно
подвести теплоту
и продвинуть
поршень?
F

41. Первый закон термодинамики

Подведенная
теплота будет
расходоваться на
увеличение
внутренней
энергии и на
совершение
системой работы
против внешних
сил:
Q = U +W
F
Первый закон термодинамики
Теплота, подведенная к системе,
расходуется
только
на
увеличение
внутренней энергии системы и на
совершение системой работы против
внешних сил.
±δQ =dU ± δW
(дифференциальная форма)
± Q = ΔU ± W (интегральная
форма)
Теплота и работа: приращение внутренней работы
± Q = U ± W
Работа, совершаемая системой (+)
или (-) над системой.
Внутренняя энергия система
Теплота получаемая (+)
или отданная (-) системой.
43
Первый закон термодинамики
В биологических системах теплота обычно
отдается системой во внешнюю среду, а работа
совершается за счет убыли внутренней
энергии. Поэтому для биологических систем
математическую запись первого начала
термодинамики представляют:
– Q = ΔU – W.

45. Первый закон термодинамики

Теплота (Q) – форма передачи энергии,
посредством хаотического столкновения частиц
соприкасающихся систем, системы и среды.
Q = С·ΔT [Дж], где
С – молярная теплоемкость [Дж моль/К].

46. Первый закон термодинамики

Работа (W) – форма передачи энергии от
системы в окружающую среду или другой
системе, посредством упорядоченного
взаимодействия частиц, вызванная
преодолением сопротивления.
Простейшей работой является работа
расширения идеального газа в цилиндре с
поршнем (открытая система): W = р ΔV.
Первый закон термодинамики
Падающий груз поворачивает лопасти
вертушки в изолированном стакане воды.
Температура
воды
возрастает
из-за
механической работы внутри системы.
Первый закон термодинамики
Пар, идущий из чайника, заставляет
вертушку крутиться в обычной паровой
турбине. Работа, совершаемая паром,
поднимает небольшой груз.
Энтальпия (от греч. entalpio нагреваю) – это часть
внутренней энергии системы,
которая может совершить
полезную работу.
Теплота расширения в
изобарном процессе:
W= p·ΔV, где
ΔV – изменение объема
системы, ΔV=V2-V1
Энтальпия
H 2 (г)
HCl раствор
HCl раствор

51. Функции состояния системы

• Из первого закона ТД:
Q = ΔU + W
Qр = ΔU + р·Δ V =(U2+р·V2) – (U1+ p·V1), где:
Qр – теплота изобарного процесса при
р=const;
U + р·V = Н, т. е. энтальпия,
=> Qр=Н2-Н1=ΔН,
т.е.
ΔН=Qр

52. Функции состояния системы

Энтальпия – это функция состояния
системы, приращение которой равно
теплоте, поступившей в систему в изобарном
процессе.
Т.к. ΔН=Qр, => ΔН = ΔU + р·ΔV [кДж·моль-1]
Энтальпию часто называют «тепловой функцией»
или «теплосодержанием» системы.
Функции состояния системы
Экзотермический
процесс, ΔН
Эндотермический
процесс, ΔН>0
Энтальпия (H):
Абсолютное значение энтальпии измерить
невозможно, поэтому измеряют ее приращение:
Hсистемы = Hкон – Hнач
ΔН = Ср ΔТ
54
Энтропия (S) характеризует связанную энергию.
В реальных необратимых системах только часть
энергии превращается в работу, другая часть
энергии является как бы связанной. Мера
неупорядоченности системы.

56. Функции состояния системы

Энтропия (по Клаузиусу) – функция
состояния система, приращение которой (ΔS)
равно
минимальной
теплоте
(Qmin),
поступившей в систему в обратимом
изотермическом процессе, деленной на
абсолютную температуру (Т), при которой
совершается этот процесс.
ΔS=Qmin/T, [Дж · моль-1 · К-1].

57. Функции состояния системы

Энтропия связана с вероятностью состояния
системы уравнением Больцмана:
S=КБ · InW, где
KБ-постоянная Больцмана,
KБ = R/Nа= 1,38· 10-23 Дж· К-1;
W-вероятность состояния системы, т.е. число
микросостояний, которым может быть реализовано
данное макросостояние.
Опытным путем определяют приращение
энтропии: ΔS = S2 – S1.
Чем выше энтропия, тем больше неупорядоченность системы.
Энтропия
Твердое тело
Sкристалла
Жидкость
Газ
Sжидкости Sгаз

60. Энтропия

Жидкость
Энтропия, S
Твердое
тело
Газ
Кипение
Плавление
Температура, К

61. Функции состояния системы

Ростом энтропии ΔS 0 сопровождаются такие
самопроизвольные процессы, как испарение жидкости,
таяние льда, растворение веществ в растворителях, т.е.
процессы, которые приводят к увеличению беспорядка в
системе.
Снижением энтропии ΔS 0 сопровождаются
процессы кристаллизации веществ, реакции
полимеризации, поликонденсации, т. е. процессы,
которые приводят к увеличению упорядоченности в
системе.
Как бы Вы описали объект, у которого S=0?
0K
Абсолютно твердый кристалл
без движения
Чисто теоретически
Невозможно достигнуть абсолютного
нуля!
Энтропия Вселенной всегда возрастает!
“Мама, это не моя вина…
Это Вселенная хочет, чтобы моя
комната выглядела так!”
Для изолированных систем
является
критерием
протекания процессов:
энтропия
самопроизвольного
a) Самопроизвольный процесс S>0
b) Обратный процесс
S
c) Состояние равновесия
S=0
Приращение энтропии:
1.) Ag+(р-р)+ Cl-(р-р) AgCl(к)
1) S
2.) Nh5Cl(к) Nh4(г)+ HCl(г)
2) S > 0
3.) h3(г) + Br2(г) 2HBr(г)
3) S?
4. Свободная энергия Гельмгольца
Свободная энергия Гельмгольца термодинамический потенциал, убыль которого
в изотермическом процессе равна работе,
совершённой системой над внешними силами.
ΔF = ΔU – TΔS

67.

Функции состояния системы 5. Свободная энергия Гиббса (G)
Энергия Гиббса (G) – это часть потенциальной
энергии реагирующих веществ, которая может
быть использована для осуществления полезной
работы.
При протекании изобарно-изотермических
процессов:
ΔG = ΔH – TΔS

68. Функции состояния системы

Анализ уравнения:
1 Энтальпийный фактор ΔH. Определяет
стремление системы снизить свою энергию за счет
образования сложных частиц из более простых, при
этом совершается полезная работа.
2 Энтропийный фактор TΔS. Определяет
стремление системы к хаотичному
неупорядоченному состоянию за счет распада
сложных частиц на более простые и распределению
их по всему объему системы.

69. Функции состояния системы

Величина ΔG служит критерием возможности
самопроизвольного протекания процессов.
Процесс протекает самопроизвольно, если ΔG
При ΔG>0, процесс самопроизвольно не протекает.
Если ΔG=0, то в системе установилось состояние
равновесия.

70. Влияние температуры на величину ΔG:

1. При ΔН>0 , ΔS>0 , процесс протекает
самопроизвольно только при высоких температурах.
2. При ΔН>0, ΔS
протекает ни при каких температурах.
3. При ΔН0, процесс самопроизвольно
протекает при любых температурах.
4. При ΔН
протекает только при низких температурах.

71. Функции состояния системы

6. Химический потенциал(μ)
Химический потенциал какого-либо вещества в
системе равен отношению энергии Гиббса (G) к
количеству вещества (n).
μ=G(x)/n(x),
отсюда
G(х)=n(х)·μ(х).
Если система состоит из нескольких веществ x1, x2, x3…,
то: G=n(x1) ·μ(x1)+n(x2) ·μ(x2)+n(x3) ·μ(x3) + …

72. Функции состояния системы

Для вещества, находящегося в растворе, μ зависит
от концентрации раствора, и природы растворителя.
Уравнением изотермы:
μ(x) = μ0(x) + R·T ·In C(x),
где
μ(x)- химический потенциал [Дж · моль-1];
μ0(x)- стандартный химический потенциал;
С(x) – молярная концентрация вещества x [моль · дм-3].
С увеличением концентрации вещества в системе μ
увеличивается, т.е. ∆ μ(х) 0, а с уменьшением снижается, т.е. ∆ μ(х) 0.

73. Вопросы для самоконтроля

1. Что Вы понимаете под термодинамической
системой?
2. Охарактеризуйте термодинамические
функции состояния (внутренняя энергия,
энтальпия, энтропия, свободная энергия
Гельмгольца, свободная энергия Гиббса,
химический потенциал).
3. Сформулируйте первый закон термодинамики.
СПАСИБО ЗА ВАШЕ
ВНИМАНИЕ!

75. ОМСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ МЕДИЦИНСКАЯ АКАДЕМИЯ КАФЕДРА ХИМИИ

Лекция 2
Термохимия. Второй закон термодинамики.
Химическое равновесие
Основные понятия.
Закон Гесса и его следствия.
Второй закон термодинамики.
Химическое равновесие.
Лектор: Степанова Ирина Петровна
доктор биологических наук,
профессор, зав. кафедрой химии
ЦЕЛИ ЛЕКЦИИ
ОБУЧАЮЩАЯ: сформировать знания об основах
химической термодинамики, втором законе
термодинамики и химическом равновесии.
РАЗВИВАЮЩАЯ: расширить кругозор
обучающихся на основе интеграции знаний, развить
логическое мышление.
ВОСПИТАТЕЛЬНАЯ: содействовать формированию
у обучающихся устойчивого интереса к изучению
дисциплины.
Термохимия
Раздел ТД, изучающий изменение
энергии при протекании химических
процессов, называется химической
термодинамикой или термохимией.

78. Основные понятия термохимии

Химическая реакция как термодинамический
процесс, заключается в превращении одних
веществ в другие за счет изменения состава и
(или) строения.
Для физико-химических процессов действует
закон сохранения массы, установленный
М.В. Ломоносовым (m1 = m2).

79. Основные понятия термохимии

Термохимическое уравнение условное изображение физикохимического процесса.

80. Особенности термохимических уравнений:

1. Уравнения записываются с учетом ТД функций
состояния системы (ΔH, Δ S).
2. Учитывается 1 моль вещества, поэтому возможны
дробные коэффициенты.
3. Указываются агрегатные состояния веществ.
4. С ТХ уравнениями могут производиться обычные
алгебраические действия.
Пример: ½ N2(г)+ ½ O2(г)= NO(г),ΔH>0.

81. 1. Основные понятия термохимии

Тепловой эффект (Q, кДж·моль-1 ) – энергия, которая
выделяется или поглощается в форме теплоты, при
необратимом протекании физико-химического
процесса при условии: Т, р = const или р, V = const,
система совершает только работу расширения (А’ = 0 ).
Если процесс проводится в автоклаве (V=const)
тепловой эффект равен приращению внутренней
энергии: Qv = ΔU.
Eсли процесс проводится в открытой системе
(р = const) тепловой эффект равен приращению
энтальпии: Qp = ΔН.

82. Основные понятия термохимии

Стандартный тепловой эффект – теплота физикохимического процесса, протекающего в стандартных
условиях: Т=298К, р=101,3 кПа.
При этом твердые и жидкие вещества находятся в
устойчивой модификации, газы близки к состоянию
идеального газа.
Стандартные тепловые эффекты экспериментально
определены и приводятся в специальных
справочниках.
Закон Гесса
Частным выражением 1-го начала термодинамики
применительно к химическим процессам является закон
Гесса (1840 г):
Приращение энтальпии (тепловой эффект)
химического процесса в изобарноизотермических условиях зависит только от
природы и состояния реагентов и продуктов
реакции и не зависит от пути протекания
реакции.
Приращение энтальпии ( H)
H = h3 – h2
Энтальпия является функцией состояния.
A
B
С
Приращение
энтальпии
не зависит
от пути
процесса.
84

85. Закон Гесса

Например: Если
С (т) + О2 (г) = СО2 (г), ΔН1;
или провести процесс по этапам:
С (т) + 1/2О2 (г) = СО (г), ΔН2;
СО (г) + 1/2О2 (г) = СО2 (г), ΔН3,
то
ΔН1 = ΔН2 + ΔН3.
Приращение энтальпии ( H)
В реакции:
H = Hпродукты – Hреагенты
H > 0 – теплота поглощается,
H
Окружающая среда
Система
Окружающая среда
Система
Теплота
Теплота
Энтальпия, кДж
Энергия выделяется Экзотермическая реакция
Реагенты
H
Экзотермический
процесс
Продукты
Энтальпия, кДж
Энергия поглощается Эндотермическая реакция
Продукты
H >
0 теплота поглощается
Реагенты
Эндотермический
процесс
Закон Гесса:
Из первого закона термодинамики:
Uсистема = – Uсреда
Каждому экзотермическому процессу
соответствует эндотермический процесс.
89
Задача:
Реакция происходит в присутствии катализатора
MnO2:
2KClO3(к) 2KCl(к) + 3O2(г)
H = -89.7 кДж
Какой знак имеет H обратной реакции?
+89.7 кД
90
Определите знак теплового эффекта процесса:
Плавление льда?
Кристаллизация воды ?
Горение свечи?
Взрыв динамита?
91

92. Закон Гесса

Расчеты тепловых эффектов реакций (ΔН0х.р.) по
термохимическим уравнениям производят либо по
теплотам образования веществ, либо по теплота их
сгорания, которые определены экспериментально и
являются табличными величинами.
Калори́метр (от лат. calor тепло и metor – измерять)
прибор для измерения
количества теплоты,
выделяющейся или
поглощающейся в какомлибо физическом,
химическом или
биологическом процессе.
вода
реагенты
Стальная
«бомба»
Калориметр

94. Закон Гесса

Энтальпия образования вещества
(теплота образования) – это
тепловой эффект реакции
образования 1 моля вещества из
простых веществ, обозначается:
ΔНобр(Х) [кДж · моль-1].
Калориметр

95. Закон Гесса

Энтальпия образования, измеренная при
стандартных условиях, называется
стандартной энтальпией образования и
является справочной величиной,
обозначается:
ΔН0обр(Х) [кДж · моль-1].
Для простых веществ стандартная
энтальпия образования = 0.
ΔН0обр(простых веществ) = 0

96. Первое следствие закона Гесса

Тепловой эффект процесса равен
алгебраической сумме энтальпий образования
продуктов за вычетом алгебраической суммы
энтальпий образования реагентов с учетом их
стехиометрических коэффициентов.
ΔН0проц. = ∑nΔН0обр(прод) – ∑nΔН0обр(реагент),
ΔН0проц.[кДж ·моль-1].
CS2(к) + 3O2(г) CO2(г) + 2SO2(г)
ΔН0обр:
87.9кДж/моль
0 кДж/моль -393.5 кДж/моль -296.8 кДж/моль
Каждое значение ΔН0 должно быть
умножено на количество моль
вещества в уравнении.
97
CS2(к) + 3O2(г) CO2(г) + 2SO2(г)
ΔН0обр:
87.9кДж/моль
0 кДж/моль
-393. 5 кДж/моль -296.8 кДж/моль
ΔН0проц.= ∑nΔН0обр(прод.) – ∑nΔН0обр(реаг.)
ΔН0х.р. = [-393.5 + 2(-296.8)] – [87.9 + 3(0)]
ΔН0х.р. = -1073.4 кДж
98

99. Закон Гесса

Для многих органических соединений
невозможно одновременно синтезировать
сложное вещество из простых и при этом
определить тепловой эффект химической
реакции, поэтому для них основой расчетов
является энтальпия сгорания.

100. Закон Гесса

Энтальпия сгорания (теплота
сгорания) – тепловой эффект
реакции сгорания 1 моля
вещества до высших оксидов,
обозначается:
ΔHсгор.(Х) [кДж · моль-1].
Калориметр

101. Закон Гесса

Энтальпия сгорания, измеренная при
стандартных условиях, называется
стандартной,
обозначается ΔН0сгор.(Х) [кДж · моль-1].
Энтальпии сгорания высших
оксидов равны 0.
Второе следствие закона Гесса:
Тепловой эффект химического процесса равен
алгебраической сумме энтальпий сгорания
реагентов за вычетом алгебраической суммы
энтальпий сгорания продуктов с учетом их
стехиометрических коэффициентов.
ΔН0проц. = ∑nΔН0сгор(реаг.) -∑nΔН0сгор(прод.), [кДж · моль-1]

103. Закон Гесса

Задача 2. Рассчитать тепловой эффект
реакции спиртового брожения глюкозы,
исходя из стандартных энтальпий сгорания:
С6Н12О6 (к) = 2С2Н5ОН(ж) + 2СО2 (г).
ΔН0сгор(С6Н12О6 (к)) = – 2815,78 кДж · моль-1
ΔН0сгор(С2Н5ОН(ж)) = – 1366,9 кДж · моль-1
Решение: по второму следствию закона Гесса:
ΔН0х.р. = ΔН0сгор(С6Н12О6 (к)) – 2ΔН0сгор(С2Н5ОН(ж)) =
– 82 кДж · моль-1.
Реакция экзотермическая.

104. Закон Гесса

Закон Гесса и его следствия применяют в
научной диетологии. С его помощью оценивают
калорийность пищевых продуктов.
Коэффициентом калорийности называется
тепловой эффект реакции сгорания одного
грамма вещества, взятый с противоположным
знаком.
К= – ΔН0сгор(Х)
Пищевая калорийность
1000 кал = 1 ккал
Так… Пончик с калорийностью в 500 ккал на самом деле
содержит 500.000 кал.
(Съешь два, чтобы был миллион!)
105
Пищевая
калорийность

107.

Закон Гесса Коэффициенты калорийности основных
компонентов пищи равны:
К (белков и углеводов) = 16,5 – 17,2 кДж · г-1,
К (жиров) = 37,7 – 39,8 кДж · г-1.
Первое значение (16,5 и 37,7) – нижняя
граница. Второе значение (17,2 – 39,8) –
верхняя граница.

108. Закон Гесса

Для расчета калорийности пищевых продуктов
используют формулы:
По нижней границе:
К = 16,5 m(б) + 16,5 m(у) + 37,7 m(ж) [кДж]
По верхней границе:
К = 17,2 m(б) + 17,2 m(у) + 39,8 m(ж) [кДж]

109. Закон Гесса

Задача 3. Рассчитайте калорийность 300
граммов порции рыбы, если известно, что в 100 г
этого продукта содержится 12 г белка, 8 г жиров и
0,3 г углеводов. Коэффициенты калорийности
возьмите по нижней границе.
Решение:
К = 3·[16,5 m(б) + 16,5 m(у) + 37,7 m(ж)] [кДж]
К = 1514 кДж (336 кКал)

110. Закон Гесса

• На основании данных по калорийности пищевых
продуктов, составляется научно- обоснованные
нормы их потребления для различных граждан
населения, в зависимости от пола, возраста,
характера труда.
• Пользуясь этими данными как средними
величинами, врач составляет нормы потребления
пищевых веществ для каждого пациента в
отдельности.
• Норма суточного потребления для взрослого
организма:
Белков-80-100 г.
Жиров-60-70 г.
Углеводов-370-450 г.

111. Закон Гесса

Суточная потребность человека в энергии
составляет:
1. При легкой работе в сидячем положении8400-11700 кДж (2000-2800 ккал).
2. При умеренной и напряженной мышечной
работе- 12500-15100 кДж (3000-3600 ккал).
3. При тяжелых физических нагрузках-1670020900 кДж (4000-5000 ккал).
Второе начало термодинамики
Второй закон термодинамики
устанавливает направление
протекания самопроизвольных
процессов.

113. Второе начало термодинамики

Существуют различные
равнозначные по смыслу
формулировки 2-го начала
термодинамики.
М.В. Ломоносов (1850),
Р. Клаузиус, (1850): теплота
не может переходить сама
собой от более холодного
тела к более теплому.
Второе начало термодинамики
Второе начало термодинамики
200°
100°
Второе начало термодинамики
200°
100°
Второе начало термодинамики
200°
100°
Второе начало термодинамики
150°
Второе начало термодинамики
150°
Второе начало термодинамики
У. Кельвин (1854):
Никакая тепловая
машина не может
полностью
превратить тепло в
работу: часть его
обязательно должна
быть отдана
холодильнику.
T1
Q
1
Q
2
T2
T1
A
Q
1
Q
2
T2
A
Второе начало термодинамики
В. Освальд (1888):
Невозможен вечный
двигатель второго
рода, т.е. невозможно
полное превращение
теплоты в работу.

122. Второе начало термодинамики

Паровой двигатель

123. Второе начало термодинамики

СПОНТАННО
НЕ-
СПОНТАННО
Второе начало термодинамики
Больцман:
самопроизвольно могут
протекать только
такие процессы, при
которых система из
менее вероятного
состояния переходит в
более вероятное
состояние.

124. Второе начало термодинамики

Для изолированной системы (при Е=const, V=
const) критерием самопроизвольности процесса
является энтропия (S).
Процесс протекает самопроизвольно, если ΔS > 0.
Протекает обратный процесс, если ΔS
В момент равновесия ΔS = 0.

125. Самопроизвольные процессы

• Пример
– Свободное перемещение газа
Вакуум Вентиль
закрыт
Газ

126. Самопроизвольные процессы

– Пример
– Свободное перемещение газа
Увеличение энтропии
Равновесие
Газ
Вентиль
открыт
Газ

127. Второе начало термодинамики

Современная
формулировка:
энергия
любого вида может переходить от одного
тела к другому только в том случае, если
термодинамический потенциал её у первого
тела выше, чем у второго.

128. Второе начало термодинамики

Для процессов, протекающих при р=соnst и
Т=соnst, роль термодинамического потенциала
выполняет энергия Гиббса (изобарно-изотермический
потенциал),
а в случае процессов, протекающих при V=соnst и
Т=соnst – энергия Гельмгольца ΔF (изохорноизотермический потенциал).

129. Второе начало термодинамики

В условиях постоянной температуры и
давления
самопроизвольно
могут
протекать только такие процессы, при
которых система способна совершать
работу против внешних сил, то есть для
которых изменение энергии Гиббса –
величина отрицательная.

130. Второе начало термодинамики

Математическое выражение 2-го начала
термодинамики:
ΔG0пр. = ∑nΔG0обр(прод) – ∑nΔG0обр(реагент),
ΔG0пр.= ΔН0 – ТΔS0.

131. Биоэнергетика

131

132. Особенности организации живых систем:

Биологические системы являются
открытыми.
Процессы в живых системах в
конечном итоге необратимы.
Живые системы не находятся в
состоянии равновесия.
Все биологические системы
гетерогенны.

133. Биоэнергетика

Основным источником энергии для организма человека
является химическая энергия, заключенная в пищевых
продуктах, часть которой (за вычетом энергии, выводимой из
организма с продуктами жизнедеятельности) расходуется на:
1) совершение работы внутри организма, связанной с
дыханием, кровообращением и т. д.; 2) нагревание
вдыхаемого воздуха, потребляемой воды и пищи; 3) покрытие
потерь теплоты в окружающую среду с выдыхаемым
воздухом и с продуктами жизнедеятельности и т.д.
Биоэнергетика
Химическая энергия также расходуется на совершение
внешней работы, связанной с перемещениями человека, его
трудовой деятельностью и т.д.
уменьшается

135. Белки, жиры и углеводы служат субстратами окислительного фосфорилирования – одного из важнейших компонентов клеточного дыхания, приводящ

Биоэнергетика
Белки, жиры и углеводы
служат субстратами
окислительного
фосфорилирования – одного из
важнейших компонентов
клеточного дыхания,
приводящего к получению
энергии в виде АТФ.
135

136. Энергетический обмен

Используется
для многих
реакций
Энергия
Энергия
• Энергетический обмен в клетке в основном связан с
расщеплением макроэргических связей АТФ.
Энергетический обмен
Продукты
Реагенты
Энергия АТФ используется, например, для
биосинтеза белка.

138. Биоэнергетика

Состояние открытой системы,
для которой характерно
постоянство ее параметров,
неизменность во времени
скоростей притока и удаления
веществ и энергии,
называется стационарным.

139. Биоэнергетика

В термодинамике открытых систем важной величиной
является производная энтропии по времени, которая
показывает прирост энтропии в единицу времени. В
стационарном состоянии организма эта производная
всегда больше нуля.
Cнижении энтропии (негэнтропия) за счет потребления
организмом из окружающей среды питательных веществ
с низким значением энтропии происходит одновременно
с увеличением энтропии за счет выделения в среду
продуктов распада, обладающих высокой энтропией.

140. Теорема Пригожина

Производство энтропии системой, находящейся
в стационарном состоянии, стремится к
минимуму.
dS/dt = dS орг/dt орг + dS среда/dt среда
dS/dt – скорость изменения энтропии;
dS орг/dt орг – скорость изменения энтропии
внутри организма;
dS среда/dt среда – скорость изменения энтропии
вследствие обмена организма с окружающей
средой и массой и энергией.

141. Биоэнергетика

Производство энтропии возрастает в период
эмбриогенеза, при процессах регенерации и при
росте злокачественных новообразований.

142. Вопросы для самоконтроля

1. В чем состоят особенности термохимических
уравнений?
2. Сформулируйте закон Гесса и его следствия.
3. Сформулируйте закон Кирхгоффа.
4. В чем сущность современной формулировки
второго закона термодинамики?
СПАСИБО ЗА ВАШЕ
ВНИМАНИЕ!
Химическое равновесие

145. Равновесное состояние –

Равновесное состояние такое состояние системы, когда при
постоянных внешних условиях параметры
системы не изменяются во времени.
Динамическое равновесие:
с одинаковой скоростью

146. Химическое равновесие

• Истинное
CO + h3O
• Метастабильное
CO2 + h3
2h3 + O2 = 2h3O

147. Термодинамика химического равновесия

Состояние химического равновесия характеризуют законом
действующих масс.
Для обратимой химической реакции вида:
aA + bB ↔ dD + eE
при постоянных внешних условиях отношение
произведения концентрации продуктов к
произведению концентрации реагентов с
учетом
стехиометрии
есть
величина
постоянная
и
называется
константой
химического равновесия (kc).

148. Закон действующих масс (гомогенные системы)


aA + bB
c(A) = [A] = const
c(B) = [B] = const
c(D) = [D] = const
c(E) = [E] = const
dD + eE
d
e
[ D] [ E ]
Kc
a
b
[ A] [ B]
Вещества в твердой фазе в уравнение не входят.

149. Термодинамика химического равновесия

Константа химического равновесия зависит
от природы реагирующих веществ и
температуры и не зависит от их концентрации.
Константа равновесия (КС ) может
изменяться от 0 до ∞.
Если k = 0, реакция не протекает;
K = ∞, реакция идет до конца;
K> 1, химическое равновесие смещено в
сторону образования продуктов;
K
сторону образования реагентов.

150. Сдвиг химического равновесия

• Анри Луи Ле Шателье (1884):
• Любое воздействие на систему,
находящуюся в состоянии химического
равновесия, вызывает в ней изменения,
стремящиеся ослабить это воздействие.

151.

Влияние температуры • Реакция
эндотермическая
• – Q, ΔH > 0
• при повышении
температуры
• при понижении
температуры
• Реакция экзотермическая
• + Q, ΔH
• при повышении
температуры
• при понижении
температуры

152. Принцип Ле Шателье

• CaCO3
CaO + CO2 – Q (ΔH > 0)
• при повышении температуры
• 2NO
N2 + O2 + Q (ΔH
• при повышении температуры
Kc = f(T)

153. Влияние концентрации

[ D] d [ E ] e
Kc
[ A]a [ B]b
При V = const:
• Введение реагента
• Введение продукта
• Удаление реагента
• Удаление продукта
Kc = const

154. Принцип Ле Шателье

• 2SO2 + O2
2SO3
• при увеличении концентрации О2

155. Влияние давления

aA + bB
dD + eE
d
e
[ D] [ E ]
Kc
a
b
[ A] [ B]
если d + e = a + b
Δn(газ.) = 0
давление не влияет

156. Принцип Ле Шателье

• Δn(газ. ) > 0
• при повышении давления
• Δn(газ.)
• при повышении давления
• при понижении давления
• при понижении давления
Kc = const

157. Влияние давления

• N2 + 3h3
2Nh4
• Δn(газ.) = 2 – 4
• при повышении давления

158. Принцип Ле Шателье

Катализатор
• не влияет на Kc
• не является реагентом или продуктом
=> не смещает химическое равновесие
ускоряет его достижение

159. Термодинамика химического равновесия

Направление данной химической реакции
общего вида:
aA + bB
cC + dD
при заданных концентрациях веществ (A, B, C, D)
при постоянной температуре можно представить с
помощью уравнения изотермы:
ΔGр-я = ΔG0р-я + RT ℓn Пс,
где ΔGр-я –изменение энергии Гиббса реакции,
ΔG 0р-я – изменение стандартной энергии Гиббса
ΔG0р-я = -RТℓnКс.

160. Термодинамика химического равновесия

Пс – величина стехиометрического соотношения
концентраций веществ, участвующих в реакции
при заданных условиях:
СCс * СDd
Пс a
C A * CBb
Преобразованное уравнение изотермы:
ΔGр-я = -RT ℓn К С + RT ℓn ПС =RT (ℓn ПС – ℓn К С )
ΔGр-я = RT ℓn ПС
КС

161.

Термодинамика химического равновесия Анализ уравнения изотермы
Пс
П
1, ln с 0, G 0
Кс
Кс
Если ПС > КС, то
– протекает обратный процесс.
Пс
Пс
1, ln
0, G 0
Кс
Кс
Если ПС
– протекает прямой процесс.
Пс
П
1, ln с 0, G 0
Кс
Кс
Если ПС = КС, то
– состояние равновесия.
Спасибо
за Ваше внимание!

Россети Урал – ОАО «МРСК Урала»

Согласие на обработку персональных данных

В соответствии с требованиями Федерального Закона от 27.07.2006 №152-ФЗ «О персональных данных» принимаю решение о предоставлении моих персональных данных и даю согласие на их обработку свободно, своей волей и в своем интересе.

Наименование и адрес оператора, получающего согласие субъекта на обработку его персональных данных:

ОАО «МРСК Урала», 620026, г. Екатеринбург, ул. Мамина-Сибиряка, 140 Телефон: 8-800-2200-220.

Цель обработки персональных данных:

Обеспечение выполнения уставной деятельности «МРСК Урала».

Перечень персональных данных, на обработку которых дается согласие субъекта персональных данных:

  • — фамилия, имя, отчество;
  • — место работы и должность;
  • — электронная почта;
  • — адрес;
  • — номер контактного телефона.

Перечень действий с персональными данными, на совершение которых дается согласие:

Любое действие (операция) или совокупность действий (операций) с персональными данными, включая сбор, запись, систематизацию, накопление, хранение, уточнение (обновление, изменение), извлечение, использование, передачу, обезличивание, блокирование, удаление, уничтожение.

Персональные данные в ОАО «МРСК Урала» могут обрабатываться как на бумажных носителях, так и в электронном виде только в информационной системе персональных данных ОАО «МРСК Урала» согласно требованиям Положения о порядке обработки персональных данных контрагентов в ОАО «МРСК Урала», с которым я ознакомлен(а).

Согласие на обработку персональных данных вступает в силу со дня передачи мною в ОАО «МРСК Урала» моих персональных данных.

Согласие на обработку персональных данных может быть отозвано мной в письменной форме. В случае отзыва согласия на обработку персональных данных.

ОАО «МРСК Урала» вправе продолжить обработку персональных данных при наличии оснований, предусмотренных в п. 2-11 ч. 1 ст. 6 Федерального Закона от 27.07.2006 №152-ФЗ «О персональных данных».

Срок хранения моих персональных данных – 5 лет.

В случае отсутствия согласия субъекта персональных данных на обработку и хранение своих персональных данных ОАО «МРСК Урала» не имеет возможности принятия к рассмотрению заявлений (заявок).

ЛЕКЦИЯ № 2. Химическая термодинамика. Физическая химия: конспект лекций

Читайте также

4. Термодинамика

4. Термодинамика Нельзя закончить этот краткий очерк истории развития классической физики, не сказав несколько слов о науке, которая целиком была создана учеными XIX в., о термодинамике. В XVIII в. теплота представлялась в виде некоторой жидкости, общее количество которой

Лекция 5. Различие прошлого и будущего

Лекция 5. Различие прошлого и будущего Каждому ясно. что события, происходящие в нашем мире, явно необратимы. Другими словами, все происходит так, а не наоборот. Роняешь чашку, она разбивается, и сколько ни жди, черепки не соберутся снова и чашка не прыгнет обратно тебе в

ЛЕКЦИЯ № 3. Растворы

ЛЕКЦИЯ № 3. Растворы 1. Общая характеристика растворов Растворы – термодинамически устойчивые системы переменного состава, состоят не менее чем из двух компонентов и продуктов их взаимодействия. Это дисперсные системы, состоящие из дисперсной фазы и дисперсионной

ЛЕКЦИЯ № 4. Катализ

ЛЕКЦИЯ № 4. Катализ 1. История открытия явления катализа Катализ – изменение скорости химической реакции в присутствии катализаторов. Самые простые научные сведения о катализе были известны уже к началу XIX в. Знаменитый русский химик, академик К. С. Кирхгоф, открыл в 1811 г.

ЛЕКЦИЯ № 5. Химическое равновесие

ЛЕКЦИЯ № 5. Химическое равновесие 1. Понятие химического равновесия. Закон действующих масс При протекании химической реакции через некоторое время устанавливается химическое равновесие. Существует два признака химического равновесия: кинетический,

ЛЕКЦИЯ № 6. Химическая кинетика

ЛЕКЦИЯ № 6. Химическая кинетика 1. Понятие химической кинетики Кинетика – наука о скоростях химических реакций.Скорость химической реакции – число элементарных актов химического взаимодействия, протекающих в единицу времени в единицу объема (гомогенные) или на единице

ЛЕКЦИЯ № 7.

Коррозия металлов

ЛЕКЦИЯ № 7. Коррозия металлов 1. Основные понятия и терминология Коррозия – самопроизвольное окисление металлов, вредное для промышленной практики (уменьшающее долговечность изделий). Это слово произошло от латинского corrodere – разъедать. Среда, в которой металл

ЛЕКЦИЯ № 8. Физико-химический анализ

ЛЕКЦИЯ № 8. Физико-химический анализ 1. Суть физико-химического анализа Задача физико-химического анализа состоит в установлении зависимости свойств равновесной системы от параметров состояния. Под параметрами состояния обычно понимают: состав, давление, температуру.

ЛЕКЦИЯ № 9. Термохимия

ЛЕКЦИЯ № 9. Термохимия 1. Понятие термохимии Раздел физической химии и химической термодинамики, изучающий тепловые процессы теплоемкости веществ, называется термохимией. ?Q = dU + ?A– первый закон термодинамики. ?Q – не является функцией состояния. P = const || V = const – функции

ЛЕКЦИЯ № 10. Гальванические элементы

ЛЕКЦИЯ № 10. Гальванические элементы 1. Понятие гальванического элемента Гальванический элемент – прибор, который преобразовывает химическую энергию в электрическую. Одним из таких элементов является элемент Даниэля – Якоби. Этот элемент состоит из двух электродов:

ЛЕКЦИЯ № 11. Электрохимия

ЛЕКЦИЯ № 11. Электрохимия 1. Понятие электрохимии Электрохимия – раздел физической химии, который рассматривает системы, содержащие ионы (растворы или расплавы электролитов) и процессы, протекающие на границе двух фаз с участием заряженных частиц.Первые представления о

ЛЕКЦИЯ № 12. Теоретическая электрохимия

ЛЕКЦИЯ № 12. Теоретическая электрохимия 1. Ассоциации в растворах электролитов. Понятие о теории сильных электролитов. Активность При увеличении концентрации растворов электролитов создаются условия, когда за счет электростатического взаимодействия становится

2. Термодинамика растворов электролитов. Типы ДЭС

2. Термодинамика растворов электролитов. Типы ДЭС На границе раздела фаз электрод – раствор происходит перераспределение зарядов, в результате которого у поверхности электрода накапливается избыток ионов какого-либо одного знака, в результате на поверхности возникает

ЛЕКЦИЯ № 13. Электрохимическая кинетика

ЛЕКЦИЯ № 13. Электрохимическая кинетика 1. Основные кинетические характеристики и методы их расчетов i0 – ток обмена – кинетическая характеристика равновесия между электродом и раствором при равновесном значении электродного потенциала. Токи обмена относят к 1 см2

24. Термодинамика

24. Термодинамика Под термодинамикой понимают раздел физики, рассматривающий системы, между которыми возможен обмен энергией без учета микроскопического строения тел, составляющих систему. Различают термодинамику равновесных систем (или систем, переходящих к

ГЛАВА 2. Химическая искра

ГЛАВА 2. Химическая искра После того как старания и немного удачи позволили Фарадею попасть в самое важное научное учреждение страны, гениальность привела его к изучению загадок химии. В то же время его популярность становится примером того, как выходец из социальных

Химическая термодинамика, теория и примеры

Определение и общие понятия химической термодинамики

Термодинамика является макроскопической теорией.

Химическая термодинамики использует термодинамические методы для решения задач химии, например, исследования теории разных видов химических и фазовых равновесий и свойств веществ в растворах.

Основной физической величиной, которая подлежит рассмотрению в термодинамике, является энергия. Основным законом термодинамики является вариация закона сохранения энергии. Спецификой макроскопических систем, рассматриваемых в термодинамике, является то, нельзя провести непосредственное измерение энергии макроскопической системы. Разные методы в физике дают возможность определить изменение энергии отдельных частиц системы (атомов, молекул, ионов). Не существует способов прямого измерения энергии как единого целого. Изменение энергии макросистемы определяют как теплоту или работу. Существование внутренней энергии макросистемы (), как физической величины было установлено в середине XIX века, после открытия первого начала термодинамики. Позднее появилась необходимость применять и другие, не измеряемые величины такие как: энтропия, энтальпия, химический потенциал и т. п. Каждая подобная величина определена как функция измеряемых величин, поэтому все выводы термодинамики можно проверить экспериментально.

Для описания свойств систем в термодинамике используют термодинамические переменные, которые называют термодинамическими параметрами. Термодинамические параметры — это физические величины, используя которые описывают явления, которые связаны с превращениями теплоты и работы. Термодинамические параметры являются макроскопическими величинами, отражающими свойства больших совокупностей молекул.

На основе первого начала термодинамики составляют уравнения теплового баланса. Второе и третье начала термодинамики служат для анализа фазового и химического равновесия.

Задачи химической термодинамики

Исследование законов химического и физического равновесия дают возможность решать следующие основные задачи:

  1. Определение условий реализации химических процессов. Вычисление тепловых эффектор химических реакций.
  2. Поиск пределов устойчивости исследуемых веществ при заданных условиях.
  3. Ликвидация (избегание) побочных реакций.
  4. Избрание оптимального режима проведения процесса.

Основные законы химической термодинамики

Первый закон термодинамики, которой отображает обмен энергией между системой и окружающей средой в форме работы и теплоты. Это одни из видов законов сохранения энергии. Формулировок первого начала термодинамики несколько, запишем один из них для закрытой системы:

   

где – количество теплоты, подведенное к системе; – работа системы; – изменение внутренней энергии системы.

Энтальпией () называют термодинамическую функцию, которая характеризует энергетическое состояние системы в изобарно — изотермических условиях ( то есть при ). Энтальпия отражает тепловые изменения в системе, а теплота в окружающей среде. Количество теплоты, которое поглощается или выделяется в ходе химической реакции при равно изменению энтальпии системы (энтальпия реакции).

Закон Гесса для химических реакций говорит о том, что: величина теплового эффекта изобарных или изохорных процессов зависит только от начального и конечного состояний системы и не зависит от хода процесса.

Закон Гесса применяют для вычисления тепловых эффектов химических реакций.

Закон Гесса имеет полезные следствия:

  1. Энтальпия химической реакции при стандартных условиях равна разности алгебраической суммы энтальпий возникновения продуктов реакции, и суммы энтальпий образования исходных веществ.
  2. Теплота, которая выделяется при горении вещества в кислороде в количестве 1 моль до образования высших оксидов при стандартных условиях, называется стандартной теплотой сгорания вещества. Энтальпия реакции горения равна разности суммы энтальпий (с учетом знаков) сгорания исходных веществ и суммы энтальпий горения продуктов реакции при учете их стехиометрических коэффициентов. По закону Гесса количество выделяемой теплоты при окислении не зависит от того как и где происходит процесс горения, если продукты реакции не изменяются.
  3. При разложении вещества расходуется (требуется) такое же по модулю количество теплоты как при образовании данного вещества. Это закон Лавуазье – Лапласа.
  4. Если повести две реакции, которые приводят из разных начальных состояний к одним конечным состояниям, то разница в тепловых эффектах составит количество теплоты перехода из первого начального состояния во второе.
  5. При проведении двух реакций из одних начальных состояний в различные конечные состояния разница в тепловых эффектах составит тепловой эффект перехода от первого конечного состояния во второе.

Второй закон термодинамики говорит о направлении протекания процессов. Все самопроизвольные процессы происходят так, что система стремится к минимуму энергии, при этом энтропия системы увеличивается.

Примеры решения задач

Химическая термодинамика: определение и принципы — видео и расшифровка урока

Системы

Чтобы понять термодинамику, полезно сначала определить так называемую систему . Система представляет собой набор компонентов, которые связаны друг с другом. Короче говоря, это та часть мира, на которой мы сосредоточены. Мы можем посмотреть, что входит и выходит из конкретной системы. Например, если у нас есть кофе в термосе, мы можем назвать системой либо сам кофе, либо весь термос (включая стенки контейнера).

В химической термодинамике существует несколько типов систем. Изолированная система имеет жесткие стенки и не допускает передачи энергии или массы. Стены отлично утеплены. Замкнутая система имеет стены, которые позволяют энергии входить и выходить из системы, но не позволяют массе входить или выходить. А открытая система позволяет как энергии, так и материи входить и выходить.

Границы системы определяют ее

Законы термодинамики

Есть несколько важных законов термодинамики, которые составляют краеугольный камень области. Первый закон термодинамики гласит, что изменение внутренней энергии замкнутой системы равно теплоте, переданной системе, за вычетом работы, совершаемой системой над окружающей средой. Это также означает, что в изолированной системе изменения энергии внутри системы должны быть равны нулю.

Второй закон термодинамики гласит, что энтропия во Вселенной всегда должна возрастать. Энтропия — это количество беспорядка во Вселенной, измеряемое в джоулях на кельвин.Это означает, что вселенная всегда становится более беспорядочной. Допустим, вы решили навести порядок в доме: расставили книги в алфавитном порядке, помыли посуду и сложили их в аккуратные стопки. Вы можете подумать, что только что сделали вселенную более упорядоченной, и в некотором смысле так и есть, но во вселенной в целом это невозможно. Используя свои мышцы, чтобы навести порядок, вы произвели тепловую энергию в своих руках, и эта тепловая энергия в целом сделала вселенную менее упорядоченной.

Газы более беспорядочны, чем жидкости и твердые тела, и поэтому имеют большую энтропию.

Другим следствием второго закона термодинамики является то, что тепло может самопроизвольно перемещаться из горячих мест в холодные. Это означает, что холодильник не может работать сам по себе. Единственный способ заставить холодильник работать — это совершать работу, используя энергию источника электричества в стене. Выключите электричество, и тепло будет перемещаться от горячих мест (например, комнаты) к холодным местам (например, холодильнику), как обычно.

Тепло перемещается из горячих мест в холодные места

Четыре функции состояния

Четыре числа, определяющие состояние системы, — это внутренняя энергия, энтальпия, энтропия и свободная энергия Гиббса.Мы уже говорили об энтропии (беспорядке) системы, поэтому давайте определим остальные три.

внутренняя энергия системы представляет собой общую кинетическую и потенциальную энергию всех частиц во всей системе, или, другими словами, это комбинация энергии движения частиц и потенциала, которым эти частицы обладают для движения. Это похоже на то, как мяч на вершине холма может скатиться с этого холма. Измеряется в джоулях.

Энтальпия системы – это теплота, полученная или потерянная системой во время химической реакции при постоянном давлении.Она равна внутренней энергии, потерянной системой, плюс работа, совершаемая системой над окружающей средой. Измеряется в джоулях на килограмм.

Свободная энергия Гиббса — это максимальное количество работы, которое можно извлечь из замкнутой системы, не считая объемных расширений. Это количество полезной энергии, которая может выйти из системы способами, не требующими толкания поршня или иного расширения пространства, в котором находится газ. Оно измеряется в джоулях на моль.

Химическая термодинамика часто использует сложные уравнения и статистику, чтобы вычислить эти четыре числа.

Краткий обзор урока

Химическая термодинамика изучает взаимосвязь теплоты и работы как при изменении состояния, так и при химических реакциях. Ключевые принципы химической термодинамики включают системы, законы термодинамики и четыре функции состояния.

Системы — это конкретный объект или набор частиц, на которые вы смотрите. Изолированные системы не позволяют энергии или массе двигаться внутрь или наружу; закрытые системы не позволяют массе двигаться внутрь или наружу; в то время как открытые системы позволяют как входить, так и выходить.

Первый закон термодинамики гласит, что изменение энергии внутри системы равно тепловой энергии, добавленной в систему, за вычетом работы, выполненной системой. Второй закон термодинамики гласит, что энтропия Вселенной всегда увеличивается, а это также означает, что тепло может переходить только из горячих мест в холодные, если вы не выполняете работу (добавляете энергию).

Четыре функции состояния, или числа, которые определяют систему:

  • Внутренняя энергия : полная кинетическая и потенциальная энергия системы
  • Энтальпия : теплота, полученная или потерянная системой во время химической реакции при постоянном давлении
  • Энтропия : количество беспорядка во Вселенной
  • Свободная энергия Гиббса : максимальная работа, которую можно получить от замкнутой системы без изменения объема

Факты о термодинамике для детей

Термодинамика — это раздел физики, изучающий перемещение тепла между различными объектами. Термодинамика также изучает изменение давления и объема объектов. Раздел математики, называемый статистикой, часто используется в термодинамике для изучения движения частиц.

Термодинамика полезна, потому что она помогает нам понять, как мир очень маленьких атомов соединяется с крупномасштабным миром, который мы видим каждый день.

Термодинамика также имеет две основные ветви, называемые классической термодинамикой и статистической термодинамикой. Важной идеей термодинамики является идея термодинамической системы.

Примером термодинамической системы является кирпич. Кирпич состоит из множества атомов, каждый из которых имеет свои свойства. Все термодинамические системы обладают двумя видами свойств: экстенсивными и интенсивными . Для кирпича экстенсивные свойства — это те, которые вы получаете, складывая все атомы. Такие вещи, как объем, энергия, масса и заряд, являются экстенсивными, потому что два одинаковых кирпича, соединенные вместе, имеют в два раза больше массы, чем один кирпич. Интенсивные свойства кирпича — это те, которые вы получаете, глядя на среднее значение по всем атомам.Такие вещи, как температура, давление и плотность, являются интенсивными, потому что два одинаковых кирпича имеют ту же температуру, что и один кирпич.

Законы термодинамики

Существуют четыре закона термодинамики, которые описывают, как энергия может перемещаться между двумя объектами в виде тепла.

Если две системы имеют одинаковый тепловой поток туда и обратно и одна из двух систем имеет равный обратный и обратный поток тепла с другой системой, то все три системы имеют равный тепловой поток друг к другу.
Увеличение энергии в системе равносильно энергии, переданной системе в виде тепла или работы. Энергия не может быть создана или уничтожена, только изменена. Количество энергии, отдаваемой системе, равно количеству энергии, получаемой из окружающей среды.
При наличии пары соприкасающихся систем с разными температурами тепло будет течь от горячего к холодному до тех пор, пока температуры систем не станут равными.
Когда система имеет температуру 0 кельвинов, абсолютный ноль (самая низкая температура), энтропия (энергия, которую нельзя использовать для выполнения работы) равна 0.

Использование термодинамики

Раньше термодинамику изучали, чтобы улучшить работу паровых двигателей. Теперь идеи термодинамики используются во всем: от создания двигателей до изучения черных дыр.

Ученые используют термодинамику по многим причинам.Один из них — сделать более совершенные двигатели и холодильники. Другой — понять свойства повседневных материалов, чтобы сделать их прочнее в будущем. Термодинамика также используется в химии, чтобы объяснить, какие реакции будут работать, а какие нет (это исследование известно как химическая кинетика). Термодинамика сильна, потому что простые модели атомов хорошо объясняют свойства больших систем, таких как кирпичи.

Связанные страницы

Картинки для детей

  • Аннотированная цветная версия оригинальной тепловой машины Карно 1824 года, показывающая горячее тело (котел), рабочее тело (система, пар) и холодное тело (вода), буквы обозначены в соответствии с точками остановки в цикле Карно.

  • Термодинамики, представители первых восьми школ-основателей термодинамики. Школы, оказавшие наиболее продолжительное влияние на создание современных версий термодинамики, — это берлинская школа, в частности, установленная в учебнике Рудольфа Клаузиуса «Механическая теория теплоты» 1865 года, венская школа со статистической механикой Людвига Больцмана и Гиббсовская школа Йельского университета, американский инженер Уиллард Гиббс 1876 О равновесии гетерогенных веществ положил начало химической термодинамике.

Термодинамика и химия – второе издание

Отзыв Бетула Билгина, доцента клинической практики Иллинойского университета в Чикаго, 08.01.20

Полнота рейтинг: 3 видеть меньше

Эта книга предназначена для аспирантов или студентов бакалавриата в течение одного семестра, имеющих опыт работы в области физической химии. В книге 14 глав, которые, я думаю, будет очень сложно охватить за один семестр. Первые пять глав кажутся обзором физической химии.Однако охватить оставшиеся девять глав за один семестр кажется мне нереалистичным. Книга охватывает все области термодинамики. Понятия понятны. Однако примеров в тексте не так много. Почти весь текст – теория. Было бы лучше иметь несколько примеров, практических задач для студентов. В противном случае непонятно, как применять какую теорию к какой проблеме. Есть биографии значимых людей термодинамики. Это действительно хорошая идея, потому что студенты могут общаться с этими людьми и узнавать больше.

Точность содержания рейтинг: 5

На основании моего обзора я не смог найти никаких опечаток или ошибок. Это кажется беспристрастным.

Актуальность/долговечность рейтинг: 4

Материал этой книги необходим для любого курса термодинамики. Таким образом, ожидается, что контент не устареет в ближайшее время. Книга была отредактирована в 2019 году, большая часть материалов обновлена. Быстрые примеры; В книге описаны единицы СИ, измененные в мае 2019 года. Однако в книгу не включены какие-либо актуальные примеры и практические приложения.Без этих примеров учащимся будет трудно глубоко понять материалы. Содержание можно улучшить, добавив больше примеров и упражнений.

Ясность рейтинг: 3

Текст написан хорошо, и большинство технических терминов ясно объясняются в первых трех главах. Таким образом, студенты могут легко понять термины. В контенте отсутствует цветная графика. Многие концепции объясняются только в тексте, но не дополняются графикой. В контексте используется много символов и математических выражений.Тем не менее, они хорошо объяснены, а обзорные разделы включены в приложение. К каждой главе есть короткие вступительные абзацы. Их можно улучшить, включив учебные цели глав.

Последовательность рейтинг: 5

Текст в книге довольно последовательный.

Модульность рейтинг: 4

Книга структурирована на четкие разделы и подразделы, характерные для учебника такого типа. Большинство разделов связаны с предыдущими разделами. Таким образом, было бы трудно разделить некоторые разделы и реорганизовать их без путаницы. В книге нет тематических исследований или примеров, которые можно было бы легко перестроить.

Организация/Структура/Поток рейтинг: 5

Контент хорошо организован и хорошо течет. Многие технические термины и символы объясняются в начале глав. Обзор исчисления включен в Приложение. Необходимо включить больше примеров, чтобы помочь учащимся лучше понять материал.

Интерфейс рейтинг: 5

Проблем с интерфейсом не обнаружено.Все рисунки и таблицы очень четкие и последовательные. Изображения высокого качества. Уравнения имеют последовательный формат и очень легко читаются. Размер шрифта таблиц/рисунков/уравнений идеально подходит для читателя. Фигуры можно улучшить, добавив цвета. Почти все фигуры черно-белые.

Грамматические ошибки рейтинг: 5

Я не нашел ни одной грамматической ошибки.

Культурная значимость рейтинг: 5

Содержание очень техническое, и я не нашел материалов, нечувствительных к культурным особенностям.

Комментарии

Эти книги являются прекрасным дополнением к открытой библиотеке учебников. Содержание представлено ясно, охватывает многие темы термодинамики и содержит главы, которые можно использовать в курсах термодинамики. Однако основной проблемой является отсутствие в каждой главе упражнений, повседневных задач. Я преподаю инженерное дело, а практические задачи и сценарии реальных ситуаций очень важны для студентов инженерных специальностей. Таким образом, я вижу, что использую некоторый контент из книги, но не использую его в качестве основного учебника для своего курса.При этом эта книга написана не для технических областей. Таким образом, это может быть отличным ресурсом для профессоров химии.

Второй закон термодинамики | New Scientist

Второй закон термодинамики гласит, что горячие вещи всегда остывают, если вы не сделаете что-то, чтобы их остановить. Он выражает фундаментальную и простую истину о Вселенной: беспорядок, характеризуемый величиной, известной как энтропия, всегда увеличивается.

Британский астрофизик Артур Эддингтон строго предупредил будущих физиков-теоретиков в 1915 году.«Если окажется, что ваша теория противоречит второму закону термодинамики, я не могу дать вам никакой надежды; ничего не остается, кроме как рухнуть в глубочайшем унижении», — написал он.

Второй закон термодинамики, пожалуй, самый глубокий из трех законов термодинамики. Его важность лучше всего выражается в наброске ситуации, которая его нарушает. Представьте себе, что вы кладете 20 монет решкой вверх на поднос, снимаете их, пока вы их встряхиваете, а затем воспроизводите фильм в обратном порядке. Монеты начинаются как беспорядочный беспорядок, но все прыгают и в конечном итоге останавливаются одной и той же стороной вверх — нереальная, немного жуткая последовательность.Точно так же представьте яичный желток и белок, которые снова собираются вместе после того, как вы его взломали, или даже мир, в котором так же легко соединить ваши носки в правильные пары, как и перепутать их.

Корни термодинамики лежат в попытках понять паровые двигатели, приводившие в действие промышленную революцию в Европе 18-го и 19-го веков. Французский инженер Сади Карно обнаружил, что их тепло всегда имеет тенденцию рассеиваться, перемещаясь в более прохладные регионы. Все, что идет вразрез с этим зерном, требует дополнительной энергии.Это тоже потому, что толкающие молекулы чего-то горячего более беспорядочны, чем молекулы чего-то холодного.

Увеличение энтропии настолько универсально, что многие физики предполагают, что именно поэтому мы видим течение времени. Именно поэтому наши сердца должны постоянно перекачивать кровь, снабжая наши клетки энергией в качестве временной защиты от неизбежного начала разложения и беспорядка.

Есть ли выход? Возможно. Законы термодинамики верны только как среднестатистические, и некоторые думают, что второй закон не будет таким железным в очень малых масштабах квантовой физики, где задействовано небольшое количество частиц.Некоторые физики даже считают, что квантовые машины могут изменить правила или заставить их придать новую форму.

Это может не иметь большого практического применения в больших масштабах, но один случай, когда квантовая термодинамика вступает в игру, находится на горизонте событий черной дыры, поэтому он может помочь решить извечную загадку того, как объединить общую теорию относительности с квантовой теорией.

Второй закон в его классической форме также определяет окончательную судьбу Вселенной. По мере увеличения энтропии в конце концов больше не будет порядка, из которого можно создавать хаос, и, в конце концов, интересные вещи перестанут происходить — наступит долгая и медленная «тепловая смерть».

А может и нет. Другие сценарии предсказывают более драматичный конец. А основатель классической статистической термодинамики в 1896 году выдвинул причудливую теорию. Людвиг Больцман утверждал, что при наличии достаточного времени в достаточно большой Вселенной флуктуации могут случайным образом создать подвселенную, похожую на нашу. Более правдоподобно, что это может создать мозг, который думает, что существует именно в такой вселенной, и думает, что энтропия всегда растет. В таком случае вся железная уверенность термодинамики может быть просто иллюзией. Ричард Уэбб

Что такое термодинамика?

?

A. Термодинамика: определение

Слово термодинамика происходит от греческого слова thermos , что означает тепло, и dynamis , что означает мощность. Вместо того, чтобы быть сгруппированным в семье химии, термодинамика является частью семьи физики.

По сути, термодинамика — это наука, изучающая изменения температуры, давления и объема физических систем в макроскопическом масштабе путем анализа коллективного движения их частиц с помощью наблюдений и статистики.

Поскольку тепло означает энергию в пути и динамику связано с движением; термодинамика изучает движение энергии и то, как энергия создает движение.

B. Термодинамика и тепло: история

До 19-го века существовало распространенное мнение, что степень, в которой объект ощущается горячим или холодным, зависит от количества тепла, содержащегося в нем.

В то время тепло представлялось жидкостью, перетекающей от горячего объекта к холодному.В это время невесомая жидкость называлась «калорийной». Так оставалось до тех пор, пока Джозеф Блэк (1728-1799) не обнаружил связь между количеством (калорией) и интенсивностью (температурой) тепла, в отличие от отсутствия разницы между теплом и температурой.

В конце концов, в 1847 году Дж. П. Джоуль опубликовал окончательную статью , которая подтвердила идею о том, что тепло является формой энергии. После серии экспериментов, проведенных Джоулем и др.al., Гельмгольц смог наглядно продемонстрировать, как различные формы энергии могут быть преобразованы из одной в другую.


C. Термодинамика: законы

В термодинамике есть четыре закона. Широкие возможности применения, они могут быть полезны для всех типов систем, если функциональный элемент связан с балансом энергии и переносом материи. Далекие примеры этих приложений включают в себя на рубеже 20   веков теорию 90 127 Эйнштейна о спонтанном излучении, а также текущие исследования, которые проводятся в области термодинамики черных дыр.

Нулевой закон термодинамики. Термодинамическое равновесие является отношением эквивалентности.

Нулевой закон объясняется следующим образом: если две термодинамические системы находятся в тепловом равновесии с третьей, они также находятся в тепловом равновесии друг с другом.

Вышеупомянутые эксперименты Джоуля, посредством которых он подтвердил представление о том, что тепло действительно является формой энергии, были предпосылкой Первого закона термодинамики (также известного как Закон преобразования энергии)

Первый закон термодинамики (сохранение энергии).

При преобразовании тепла в любую другую форму энергии или при преобразовании других форм энергии в тепло общее количество энергии (тепло плюс другие формы) в системе остается постоянным.

В частности, в отношении того, как работают машины (исторически термодинамика была разработана из-за необходимости повышения эффективности промышленных паровых двигателей), второй закон термодинамики объясняет, что циклическая машина не может преобразовывать тепловую энергию сама по себе в другие формы энергии.

Второй закон термодинамики (энтропия).

Полная энтропия (измерение внутренней энергии) любой изолированной термодинамической системы имеет тенденцию к увеличению со временем, приближаясь к максимальному значению.

Второй закон термодинамики предполагает, что некоторые процессы приводят к необратимым результатам. Например, процесс преобразования тепла в механическую энергию нельзя обратить вспять; вы не можете преобразовать механическую энергию в тепло после того, как тепловая энергия была преобразована в механическую энергию.

Третий закон термодинамики фокусируется на температуре абсолютного нуля.

Третий закон термодинамики (температура абсолютного нуля).

При асимптотическом приближении системы к абсолютному нулю температуры все процессы практически прекращаются и энтропия системы асимптотически приближается к минимальному значению.

Третий закон термодинамики подкрепляет представление о том, что при достижении измерения абсолютного нуля система теряет всякую ценность и способность функционировать.


D. Термодинамика: шкала температур

В соответствии с Третьим законом термодинамики, помимо того, что она состоит из всех основных принципов термодинамики, термодинамическая шкала температуры (также известная как абсолютная шкала или шкала Кельвина) считается абсолютной мерой температуры.

Это абсолютная шкала не только потому, что она используется для измерения температуры или тепла, но и потому, что она измеряет фундаментальное свойство, лежащее в основе температуры, а именно нулевую или нулевую точку на термодинамической температурной шкале.

По определению, абсолютный ноль  – это самая низкая возможная температура, при которой ничто не может быть холоднее и из вещества больше нельзя извлечь тепловую энергию.

Термодинамическая шкала температур представлена ​​как идентичная шкале температур газа. Это основано на микроскопической (детальной) интерпретации температуры, которая предполагает, что макроскопическая (в широком смысле) измеримая величина, известная как температура , является результатом случайных движений отдельных частиц, составляющих систему.


E. Термодинамика: системы

Важным понятием в термодинамике является система . Система — это область Вселенной, которая считается изучаемой .

Система отделена от остальной Вселенной либо воображаемой, либо реальной границей. Эта граница помогает выделить определенную область, а также указать определенный объем. Через очерченную границу происходит обмен работой, теплом и/или веществом между системой и ее окружением.

В термодинамике различают пять основных классов систем:

    1. Изолированные системы. Где материя и энергия не пересекают границу.

      2. Адиабатические системы . Где тепло не переходит границы.

      3. Диатермические системы. Там, где тепло может пересечь границу.

        4. Закрытые системы. Где материя не переходит границы.

          5.Открытые системы. Там, где тепло, работа и материя могут пересечь границу.

                В изолированных системах общие внутренние различия в системе со временем сглаживаются; давления, температуры и плотности имеют тенденцию уравновешиваться. Когда система имеет площади, почти все равные, считается, что она находится в состоянии термодинамического равновесия. В термодинамическом равновесии, по определению, свойства системы не меняются со временем. В принципе, системы в равновесии намного проще и легче для понимания, чем системы, которые не находятся в равновесии.В большинстве случаев при анализе термодинамического процесса можно предположить, что каждое промежуточное состояние находится в равновесии. Это также помогает упростить измерение процесса.

                И, наконец, термодинамические процессы, протекающие с невероятно низкой скоростью, когда каждый промежуточный этап считается равновесным, классифицируются как обратимые процессы.

                F. Термодинамика: параметры

                Центральная концепция термодинамики вращается вокруг идеи энергии, а значит, способности совершать работу. Согласно первому закону, энергетический уровень всей системы, а также ее окружения сохраняется. Энергия может быть передана телу с помощью таких средств, как нагревание, сжатие или добавление большего количества вещества. Его можно извлечь путем: охлаждения, расширения или извлечения вещества.

                Для сравнения, в механике передача энергии является результатом сил, вызывающих перемещение. Таким образом, произведение двух равно общему количеству передаваемой энергии.В аналогичном смысле термодинамические системы влекут за собой передачу энергии, производимой общей силой, которая вызывает общее смещение. Таким образом, произведение двух равно общему количеству передаваемой энергии.

                В частности, термодинамические пары сила-перемещение называются «сопряженными переменными». Наиболее распространены: давление-объем (механические параметры), температура-энтропия (тепловые параметры) и химический потенциал-число частиц (материальные параметры).

                Г. Термодинамика: Состояния

                При определенном наборе условий, когда система находится в равновесии, говорят, что она находится в определенном состоянии . Состояние системы может быть описано как интенсивными, так и экстенсивными переменными. В свою очередь, свойства системы могут быть описаны уравнением состояния, которое определяет характер взаимосвязи, существующей между переменными.

                Состояние можно рассматривать как непосредственное количественное описание системы, в которой заданное число переменных поддерживается постоянным.

                H. Термодинамика: процессы

                Определение термодинамического процесса – это преобразование термодинамической системы, наполненное энергией, в результате чего она переходит из начального состояния в конечное.

                По большей части каждый термодинамический процесс отличается от других процессов. Фиксированные примеры некоторых конкретных отличительных характеристик, которые отделяют друг от друга, включают: количество энергии, параметры процесса, температуру, давление и объем материала.

                Примечание: Было сочтено полезным сгруппировать эти процессы в пары, в которых каждая переменная, сохраняемая постоянной, является одним членом сопряженной пары.

Оставить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.