КАТЕГОРИИ:
АстрономияБиологияГеографияДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника
Внутренняя энергия термодинамической системы
Полная энергия термодинамической системы
Второй закон термодинамики (закон возрастания энтропии)
· Невозможно создать вечный двигатель 2-го рода.
· Различные виды энергии могут полностью превращаться в теплоту, но невозможно полное превращение теплоты в работу.
· В изолированной системе общее изменение энтропии всегда положительно ( 
). Общая энтропия изолированной системы всегда возрастает.
и другие.
энтропия S,
(неравенство Клаузиуса),
Для изолированных систем 
,
в состоянии термодинамического равновесия она достигает максимума ( 
).
, (формула Больцмана)
где k = 1,38×10-23 Дж/К –постоянная Больцмана ( 
),
W – термодинамическая вероятность.
Третий закон термодинамики(тепловая теорема Нернста о недостижимости абсолютного нуля температур)
невозможно создать вечный двигатель 3-го рода – двигатель, который работает при температуре холодильника равной абсолютному нулю температур
(тепловая теорема Нернста)
Термодинамические потенциалы
1) внутренняя энергия U(S,V),
2) энтальпия 
,
3) энергия Гельмгольца 
,
4) энергия Гиббса 
.
метод термодинамических потенциалов разработан в 1873 - 78 годах американским физиком-теоретиком Джозайя Уиллардом Гиббсом (1839 - 1903). Метод термодинамических потенциалов основывается на возможности введения для равновесных процессов функций состояния, полные дифференциалы которых описывают изменение состояния термодинамической системы.
уравнения связи:
,
,
.
U – внутренняя энергия системы
(полная энергия системы)
DU = U2 - U1
Работа расширения идеального газа
V1, V2 ,P
V = const A = 0
P = соnst A = - P(V2 -V1 )= - PDV
Т = const 
Энтальпия
H = U + PV
DH = DU + D(PV)
T = cоnst P1V1 = P2V2 и D(PV) = 0 и DH = DU
P = const
DH = DU + PDV; DU = DH - PDV;
DU = Q + A; A = - PDV
DH = Q
Термохимия
З.Лавуазье: теплота, необходимая для разложения химического соединения, равна теплоте, выделяемой при его образовании.
З.Гесса: если данную систему можно различными путями (способами) из одного состояния переводить в другое, то суммарные тепловые эффекты по каждому пути равны между собой при условии, что по любому пути система переходит из одного и того же начального в одно и то же конечное состояние.
(ГЕСС Герман Иванович (7.VIII 1802 - 12.XII 1850))
Русский химик и технолог, академик Петербургской АН (с 1830 г.). Один из основоположников термохимии. Открыл (1840г.) основной закон термохимии - закон постоянства количества тепла, по которому тепловой эффект реакции зависит только от начального и конечного состояний реагирующих веществ, а не от количества стадий процесса (закон Гесса).
(Тепловой эффект химической реакции, протекающей при постоянном давлении или постоянном объеме, не зависит от пути реакции, а определяется только состоянием реагентов и продуктов реакции).
тепловой эффект
Теплота образования вещества – тепловой эффект реакции образования 1 моля сложного вещества из простых. Теплоты образования простых веществ принимаются равными нулю.
Тепловой эффект (теплота) химической реакции– количество теплоты, выделившейся либо поглотившейся в ходе реакции.
(Тепловой эффект относят, как правило, к числу молей прореагировавшего исходного вещества, стехиометрический коэффициент перед которым максимален)
Рассмотрим некоторый обобщенный химический процесс превращения исходных веществ А1, А2, А3... в продукты реакции В1, В2, В3..., который может быть осуществлен различными путями в одну или несколько стадий:
Согласно закону Гесса, тепловые эффекты всех этих реакций связаны следующим соотношением:
Пример
1. 
2. 
3. 
DH - энтальпия реакции; n1 ,n2 ,n3 ,n4 - стехиометрические коэффициенты
Стандартное состояние - это состояние чистого вещества при давлении 1 бар (105 Па) и заданной температуре.
Для газов - это гипотетическое состояние при давлении 1 бар, обладающее свойствами бесконечно разреженного газа.
Стандартной энтальпией (теплотой) образования вещества при заданной температуре называют энтальпию реакции образования одного моля этого вещества из элементов, находящихся в стандартном состоянии
- энтальпии образования веществ
;
DH1 = DH2
DH > 0 - эндотермический
DH < 0 - экзотермический
H = U + PV
dH = dU + d(PV) = dU + PdV + VdP
но dS = 
; т.е. dQ = TdS
dU = dQ + dA; dA = -PdV;
dH = dQ + dA + PdV + VdP = TdS - PdV + PdV + VdP = TdS + VdP
Свободная энергия
G = H - TS;
DG = DH - D (TS)
(F = U - TS )
T=соnst
DH = DU + D(PV) = DU, т.к. D(PV) = 0
DG = DU - TDS
DG < 0 – экзергонический (самопроизвольно)
DG > 0 - эндергонический
G = H - TS
H = U + PV
G = U + PV - TS
dG = dU + d(PV) - d(TS)
dG = dU + PdV + VdP - TdS - SdT
dU = dQ + dA
dG = dQ + dA + PdV + VdP - TdS - SdT
dQ = TdS; dA = -PdV
dG = TdS - PdV + PdV + VdP - TdS - SdT = VdP – SdT
G = f(P,T)
dG = VdP - SdT
. 
T = const → dT = 0 → SdT = 0
dG = VdP 
P = соnst → dP = 0
dG = - SdT; 
|
Дата добавления: 2015-08-05; просмотров: 65; Мы поможем в написании вашей работы!; Нарушение авторских прав |