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

∆H⁰_{298(р-реакции)=} ∑n∆H⁰_{298(обр-образования)}- ∑n∆H⁰_{298(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=∑ΔН_прод.-∑ 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=∑ΔН_{сгор.исх}.-∑ ΔН_{сгор.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/Т_{1 =} 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!

Поделиться с друзьями:

---

---

Мы поможем в написании ваших работ!