Развернутый план лекций

Дисциплина: «Химическая термодинамика»

Специальность: 240502 «Технология переработки пластических масс и эластомеров»

(2 курс)

Лекция 1 (1 час)

Введение

План лекции: Определение дисциплины и ее разделы. Основные понятия и определения химической термодинамики: система; среда; изолированная, термоизолированная, открытая и закрытая системы; гомогенная и гетерогенная системы; состояние системы; термодинамическое состояние системы; термодинамические параметры; термодинамический процесс; экстенсивные и интенсивные параметры; круговые (циклические) процессы; равновесные и неравновесные, обратимые и необратимые процессы.

Термодинамика изучает законы взаимных превращений различных видов энергии, связанных с переходами энергии между телами в форме теплоты и работы. Обычно она изучает только макроскопические системы.

Химическая термодинамика изучает изменение энергии в результате процессов в системе, приводящих к изменению её состава и физико-химических свойств.

Термодинамическая система – это любой изучаемый макроскопический материальный объект, отделённый от внешней (окружающей) среды реальной или воображаемой границей.

Типы термодинамических систем:

а) закрытая (замкнутая) система отличается постоянством общей массы, она не обменивается с внешней средой веществом. Обмен энергией в форме теплоты, излучения или работы возможен;

б) открытая система обменивается энергией и веществом с внешней средой;

в) изолированная система не обменивается энергией (теплотой или работой) и веществом с внешней средой и имеет постоянный объём;

г) адиабатически-изолированная система лишена возможности только теплообмена с внешней средой, она может быть связана с внешней средой работой получаемой от неё и совершаемой над ней.

Параметры состояния системы – это любые измеряемые макроскопические характеристики состояния системы. Различают:

-интенсивные параметры – параметры, не зависящие от массы (температура T, давление P).

-экстенсивные параметры (ёмкостные) – параметры пропорциональные массе вещества (объем V, теплоемкость C, масса m). Экстенсивные параметры станут интенсивными, если их отнести к единице массы вещества (удельный объем V_уд, плотность ρ).

Термодинамический процесс – это всякое изменение в системе, связанное с изменением хотя бы одного из термодинамических параметров. Изменение вследствие химического превращения называется химической реакцией.

Виды процессов:

1. T=const – изотермический или изотермный.

2. P=const – изобарный или изобарический.

3. V=const – изохорный или изохорический.

4. Q=const – адиабатический или адиабатный.

Функция состояния системы – это параметр, изменение которого зависит только от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути процесса(внутренняя энергия U, энтальпия H, энергия Гиббса G, энергия Гельмгольца F, энтропия S, химический потенциал μ).

Равновесное состояние системы – это состояние при котором термодинамические параметры не изменяются со временем и сохраняют одинаковые значения в каждой фазе; при этом энергия системы минимальна.

Неравновесное состояние системы – это состояние, при котором термодинамические параметры изменяются со временем.

Круговым (циклическим) процессом или циклом называется процесс, в течение которого система изменяла свои свойства и в конце которого вернулась к исходному состоянию.

Обратимый процесс – это идеальное понятие. Он протекает как в прямом так и в обратном направлении без изменения работоспособности системы. Обратимый процесс протекает бесконечно медленно через одну и ту же последовательность состояния равновесия в обоих направлениях, чтобы после возвращения системы в первоначальное состояние ни в окружающей среде, ни в самой системе не было никаких изменений. В обратимых процессах совершается максимальная работа.

При необратимых процессах возвращение системы в исходное состояние связано с изменением состояния внешней среды. Поэтому затрата работы на обратный процесс (возвращение в исходное состояние) значительно больше работы прямого процесса: A_{обратн.} >>A_прям..

Лекция (2 часа)

Первый закон термодинамики

План лекции: Функция состояния и функция процесса. Формулировка первого закона термодинамики. Принцип эквивалентности работы и энергии. Первый закон как отражение законов сохранения и превращения энергии и вещества. Математическое выражение первого закона. Термодинамическое определение внутренней энергии, теплоты и работы, их расчет в простейших термодинамических процессах. Энтальпия. Тепловые эффекты в процессах, протекающих при постоянных давлении, объеме. Теплоемкость, теплоемкости при постоянном давлении и постоянном объеме, связь между ними, уравнение Майера. Температурная зависимость теплоемкости.

Внутренняя энергия U – это общий запас энергии системы, который складывается из энергии движения и взаимодействия молекул, ядер и электронов в атомах, т. е. всех видов энергии системы кроме кинетической энергии системы как целого и её потенциальной энергии положения. Абсолютную величину U определить невозможно, можно определить только её изменение ∆U. Внутренняя энергия зависит от природы вещества, Т, Р, агрегатного состояния и др. U – это функция состояния системы.

Другая функция состояния системы - это энтальпия Н. H=U + pV, где p∆V – работа расширения. Энтальпию называют энергией расширенной системы или теплосодержанием системы. Абсолютное значение H определить невозможно.

Для описания процессов протекающих при V=const используется ∆U. Для описания процессов протекающих при P=const используется ∆H. Разница между ∆U и ∆H значительна для систем, содержащих вещества в газообразном состоянии. Для конденсированных, особенно кристаллических состояний разница между ∆U и ∆H относительно невелика.

Теплота и работа – это формы передачи энергии, величины которых характеризуют процесс и зависят от пути процесса; они функции процесса.

Теплота Q – это неупорядоченная форма передачи энергии. Она всегда связана с тепловым (хаотическим) движением частиц. Теплота считается положительной, Q>0, если тепло поглощается системой (эндотермический процесс). Теплота отрицательна, Q< 0, если тепло выделяется системой (экзотермический процесс).

Если тепловой эффект химической реакции процесса , то ∆Q>0 ← < 0 (эндо), ∆Q>0 → < 0 (экзо).

То есть , теплота и тепловой эффект отличаются по знаку.

Работа А – это упорядоченная форма передачи энергии. Работа считается положительной A >0, если она совершается системой против внешних сил (например, расширение газа), и работа отрицательна A <0, если она производится внешними силами над системой (например, сжатие газа). Работа представляет сумму

здесь - это полезная работа (работа против гравитационных, электрических и других сил, несвязанных с изменением термодинамических параметров); - работа по преодолению внешнего давления, необходимая для удержания системы в состоянии механического равновесия или работа расширения. Для многих систем она единственный вид работы, поэтому =0 и A=p∆V.

, тогда ,

здесь d – мгновенное изменение, δ – бесконечно малая величина.

Первый закон термодинамики – это постулат. Известны следующие формулировки закона.

1. закон сохранения энергии в применении его к термодинамическим процессам; является Одним из выражений первого закона термодинамики: в изолированной системе общий запас энергии сохраняется постоянным.

2. Энергия переходит из одного вида (формы) в другой в строго эквивалентных количествах.

3. Вечный двигатель первого рода невозможен: получить работу не затрачивая энергию нельзя.

Пусть система переходит из состояния 1 в состояние 2. При этом система поглощает теплоту Q, которая расходуется на изменение внутренней энергии системы ∆U и совершения работы А.

Q = ∆U + A, или Q = dU + A.

Это математическое выражение 1-го закона термодинамики.

Термохимия – это раздел термодинамики, который изучает тепловые эффекты процессов. Тепловой эффект – это теплота, которая выделяется или поглощается в результате процесса, протекающего при постоянном Р или V, причём температура исходных веществ и продуктов реакции одинакова, а полезная работа равна нулю = 0.

Рассмотрим изохорный процесс (V=const).

Если V=const, то dV =0, тогда pdV =0 и, следовательно,

или

Тепловой эффект реакции при изохорном процессе равен изменению внутренней энергии системы.

Рассмотрим изобарный процесс (р=const).

или , или

Так как - это энтальпия системы, тогда

или и

в изобарном процессе Тепловой эффект реакции равен изменению энтальпии.

Заменим выражение на выражение Согласно уравнению Клайперона-Менделева , тогда

где - изменение числа молей газообразных веществ, участвующих в реакции.

Для конденсированных систем Q_Р=Q_V.

Теплоёмкость – это количество тепла, необходимое для нагревания данного количества вещества на один градус. Удельная и молярная теплоёмкость – это отношение количества теплоты Q, поглощённое 1граммом (С_уд - удельная) или 1 молем (С_м - молярная) вещества к повышению температуры (∆T=T₂ – T₁), которым сопровождается его нагревание.

Единицы измерения теплоемкости: [C_уд] = Дж/гК, [C_м] = Дж/мольК.

Средняя теплоемкость определяется как

Истинная теплоемкость определяется как

При Р=const, ; при V=const, .

Разница между теплоемкостью при изобарных и при изохорных условиях равна газовой постоянной R (C_Р – C_V =R). (2) зависит (1)Теплоемкость от температуры. Зависимость C=f(T) выражается эмпирическими уравнениями, найденными опытным путём. Они имеют вид:

или ,

где - коэффициенты, получаемые после обработки экспериментальных данных; они приведены в справочниках.

Лекция 3 (3 часа)

Термохимия

План лекции: Термохимия. Закон Гесса. Основные следствия закона Гесса и использование их для расчета тепловых эффектов физико-химических процессов. Зависимость теплового эффекта от теплоемкости и температуры. Уравнение Кирхгофа. Развернутое уравнение Кирхгофа.

Закон Гесса – это основной закон термохимии. Формулировка закона: тепловой эффект процесса не зависит от числа и характера промежуточных стадий, а определяется только начальным и конечным состоянием системы.

Дата добавления: 2014-01-07