Второе начало термодинамики: формулировки Клаузиуса и Томсона. Свободная и связанная энергия
Основные понятия термодинамики: система, параметры, состояние, процесс (определение, классификация, примеры).
Термодинамическая система- это любой реальный объект, выделяемый из окружающей среды с целью изучения процессов обмена в-вом и энергией между составляющими его частями, а так же между ним и окружающей средой с помощью термодинамических методов
Классификация ТС
1.
· Открытые обмениваются с ОС как в-вом, так и энергией(организм, открытый сосуд с кипящей водой)
· Закрытый –обменивается с ОС только энергией в форме теплоты или работы (газ в закрытом балоне)
· Изолированные- не обмениваются ни в-вом, ни энергии. В природа абсолютно изолир-х нет
2. По наличию пов-ти раздела внутри ТС
· Гомогенные – пов-ть раздела отсутствует, все компоненты находятся в одой фазе, все физ и хим св-ва в любой части объема одинаковы (смесь газов)
· Гетерогенные-содержится пов-ть раздела, отделяющие части системы(фазы) различны по св-вам (кровь)
Параметры –величины, определяющие состояния ТС
По возможности непосредственного измерения
1.Основные параметры-параметры, которые можно измерить с помощью соотв-х приборов (m, V, C,плотность, объем)
2.Функции состояния - внутренняя энергия E(U);энтальпия (H); энтропия (S); энергия Гиббса (G); свободная энергия или энергия Гельмгольца
Можно определить изменение значений функции состояния
∆X(X2-X1), ГДЕ Х-U,H,S,G,H
|
|
Термодинамическое состояние-совокупность значений некоторого числа физ. величин, характеризующих все физ и хм св-ва системы
Виды состояний:
Неравновесное- параметры меняются самопроизвольно(стакан с горячей водой)
Равновесное-параметры не меняются без внешних воздействий
Стационарное=постоянство параметров за счет внешних параметров (присуще жив организмам)
Процесс-переход системы из одного сост-я в др, сопровождается изменениями термодинамических параметров.
Классификация- по постоянству параметров:
А)изохорные(v=const)
B)Изобарные (давление- const)
C)изотермич-е
По знаку тепл эффекта: экзотермич-е и эндотермические
По затрате Энергии: самопроизвол, несамопроизвол
По хар-ку протекания: обратимые и необратимые
Внутренняя энергия. Энтальпия. Теплота и работа – две формы передачи энергии.
Внутренняя энергия (U)- зависящая от термодинамического состояния системы, равна сумме всех видов энергии частей системы, за исключением кинетической и потенциальной энергии как целого.
[U]=Дж
Зависит от :
Характера движения и взаимодействия частиц в системе
От природы составляющих систему в-в
От массы
От внешних условий- темп, давл, объема
|
|
Энтальпия-энергия, которой обладает система при постоянном давлении
[H]=Дж
Связь энтальпии с внутр энергией ∆H=∆U+A, A=p*∆V
=>∆H=∆U+ p*∆V
А-работа, совершаемая против дей-я внеш сил, р-давление
Стандартная энтальпия-это изменение 1 моля в-ва в стандартных условиях(Т=298К, р=101,325 кПа)
[∆H0298]=кДж/моль
Расчет изменения энтальпии в процессе хим р-ции
∆H0298(р-реакции)= ∑n∆H0298(обр-образования)- ∑n∆H0298(обрахования исзодных в-в)
Теплота и работа-не форма энергии, а способ ее передачи. Они не являются термическими состояниями, следовательно их величины зависит от пути процесса в отличие от U,H.G,S,F
[Q]=[A]=Дж
3. Первое начало термодинамики: формулировки, применение к биосистемам.
Первое начало термодин=частный случай закона сохря в-вв
Вечный двигатель 1го рода невозможен, т.е. невозможно создать машину, которая производила бы без подведении энергии из вне,иначе говоря «создавать энергию»
Кол-во теплоты, полученное термодинамич-й системой расходуется на увеличение внутр и внеш энергии работы, совершаемую против действия внеш сил.
Q=∆U+A, преобразовав получим ∆U= Q-А
U-внутр энергия
Q-кол-во теплоты
А- работа,совершаемая против действия внеш сил.
|
|
Применение к биосистема.Живой организм не явл-ся источником новой энергии, поэтому полностью подчиняется требованиям 1го закона ТД, со следующей формулировкой: Все виды работ в организме совершаются за счет эквивалентного кол-ва энергии, выделяющийся при окислении хим в-в(3я формулировка)
Закон Гесса: формулировка, следствия, практическое значение
Закон Гесса- основной закон термохимии, который формулируется следующим образом:
Тепловой эффект реакции зависит только от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов и не зависит от пути, по которому реакция протекает.
Закон открыт русским химиком Г.И.Гессом в 1840г.
Практическое значение закона Гесса состоит в том, что он позволяет рассчитывать тепловые эффекты самых разнообразных химических процессов; для этого обычно используют ряд следствий из него.
Следствия из закона Гесса:
ü Тепловой эффект реакции равен сумме теплот образования продуктов реакции минус сумма теплот образования исходных веществ
ΔН=∑ΔНпрод.-∑ ΔН исх.
ü Теплота (стандартная энтальпия) образования органического соединения равна разности между теплотой сгорания простых веществ, из которых оно может быть получено ( С-графит, Н2-газ, S-ромб), и теплотой сгорания самого соединения.
|
|
ΔН=∑ΔНсгор.исх.-∑ ΔНсгор.прод.
Второе начало термодинамики: формулировки Клаузиуса и Томсона. Свободная и связанная энергия.
Второй закон устанавливает, что все реальные самопроизвольно идущие процессы являются необратимыми
Примеры необрат процессов-расширение газов, растворение, все процессы в организме
Формулировки:
Тепло не может самопроизвольно переходить от более холодного к более тёплому телу (Р. Клаузиус).
Невозможно при помощи неодушевлённого материального двигателя непрерывно получать работу, только охлаждая какую-либо массу вещества ниже температуры самой холодной части окружающей среды (В. Томсон)
Свободная и связанная энергия.
Из формулировки 2 зкона следует, что не весь запас внутр энергии системы при постоянной темературе может превращаться в работу-это физический смысл 2го закона
Условно, внутр энергию системы можно представить U=F+Q
F-свободня энергия(часть вн. Энергии,способная производить работу)
Q-связанная эрергия
Т.к U и F ф-ции состояния, то ∆U=∆F+Q
Толкование энтропии (S)-функция состояния, которая служит мерой беспорядка(неустойчивости) системы
Вычисление S в различных процессах
1.изотермический-т-пост
∆S=Q/T [S]=Дж/кк
2.неизотермич
∆S=C* lnT2/Т1 = 2,3С * lgT2/Т1
С-молярная теплоемкость в-в
∆S>0 процесс протекает самопроизв
Энтропия с точки зрения классической термодинамики (энтропия как мера связанной энергии). Определение энтропии, расчет энтропии веществ в различных процессах (изотермический, изобарный, изохорный), стандартная энтропия, расчет DS химической реакции. Свойства энтропии.
Энтропия- мера связанной энергии, т.е. количество связанной энергии, приходящейся на 1К.
Понятие энтропии было впервые введено в 1865г. Рудольфом Клаузиусом. Он определил изменение энтропии термодинамической системы при обратимом процессе как отношение общего количества тепла ΔQ к величине абсолютной температуры Т (т.е. тепло, переданное системе, при постоянной температуре).
· Изотермический процесс (Т=const):
ΔS= ΔQ/Т
[S] = Дж/К
· Неизотермические процессы ( изобарный (Р=const), изохорный (V=const)):
ΔS= С*lnT2/Т 1 = 2,3*lglnT2/ Т1, где С-молярная теплоемкость в-ва.
Стандартная энтропия (S298) – абсолютное значение энтропии 1 моля в-ва, рассчитанное для стандартных условий.
[S298] = Дж/моль*К
ΔS298 =∑nS 298(прод.) - ∑nS 298(исх.)
Свойства энтропии:
1. Энтропия тела при абсолютном нуле равна нулю.
2. Энтропия веществ может быть только положительной величиной.
3. Энтропия является величиной аддитивной: энтропия сложной системы равна сумме энтропий ее частей.
Дата добавления: 2018-02-28; просмотров: 430; Мы поможем в написании вашей работы! |
Мы поможем в написании ваших работ!