Обратимые и необратимые процессы — КиберПедия 

Таксономические единицы (категории) растений: Каждая система классификации состоит из определённых соподчиненных друг другу...

Двойное оплодотворение у цветковых растений: Оплодотворение - это процесс слияния мужской и женской половых клеток с образованием зиготы...

Обратимые и необратимые процессы

2017-11-22 245
Обратимые и необратимые процессы 0.00 из 5.00 0 оценок
Заказать работу

Термодинамически обратимыми процессами называются процессы, в которых при переходе из начального состояния в конечное и из конечного в начальное в

точности повторяются все промежуточные состояния. Эти состояния должны представлять собой последовательность бесконечно близких друг к другу

положений равновесия.После совершения термодинамически обратимого процесса никаких изменений ни в системе, ни в окружающей среде не остается. Обратимые процессы являются идеальными. Реальные могут приближаться к ним только в условиях их бесконечно медленного протекания. В условиях обратимого процесса система совершает против внешних сил максимальную полезную работу (А max).

Термодинамика базируется на трех законах (началах), которые были сформулированы на основе наблюдений и не противоречат всему многовековому опыту человечества. Такие законы называют феноменологическими.

 

ПЕРВЫЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ

Первый закон термодинамики является следствием закона сохранения энергии. «Теплота, подведенная к термодинамической системе, расходуется на увеличение ее внутренней энергии и на совершение работы против внешних сил». Если система представляет из себя газовый объем, то это работа расширения газа. Аналитическое выражение первого закона:

Q = U+ А. (5.1)

Если А = p Δ V, то это уравнение можно преобразовать:

Q = U+ p Δ V = (U 2 – U 1 ) + р(V 2 – V 1 ) = (U 2 + рV 2) – (U 1 +рV 1 ).

Видно, что подведенная к системе теплота израсходовалась на изменение некоторой функции H =U+ рV. Эта функция получила название ЭНТАЛЬПИЯ, или внутренняя энергия расширенной системы. Таким образом, подведенная при постоянном давлении теплота израсходовалась на изменение энтальпии системы:

Qp=H 2 –H 1 = Δ H (5.2)

тогда как теплота подведенная при постоянном объеме расходуется на изменение внутренней энергии, так как p Δ V =0, Qv = Δ U. Так же, как и внутренняя энергия, энтальпия является функцией состояния, измеряется в кДж/моль и ее абсолютное значение не известно.

Стандартной энтальпией образования вещества (табличная величина) ∆Н0298 (кДж/моль) называют тепловой эффект реакции получения 1 моль сложного вещества из простых веществ в стандартных условиях. Индекс «0» вверху – символ стандартных условий, индекс 298 внизу означает температуру измерения данной величины. Cтандартные энтальпии образования простых веществ приняты равными нулю. При существовании у вещества двух или более аллотропных модификаций стандартной считается наиболее термодинамически устойчивая форма. Например, для углерода – это графит, его ∆ Н 0298= 0. В общем случае изменение энтальпии в химических реакциях можно обозначить как Δ H 0хр.

Учитывая уравнение состояния идеального газа P V = ν RT, взаимосвязь энтальпии и внутренней энергии можно преобразовать:

Δ H = U + ν RT, (5.3)

где ν = νкон – νисх – изменение числа молей газа в ходе химической реакции.

Если в ходе реакции количество газов не меняется ( ν = 0), то Δ H = U.

Тепловым эффектом химической реакции называют количество теплоты, выделяемое или поглощаемое в результате реакции, протекающей при постоянном

давлении или объеме, при условии, что температура исходных веществ и продуктов реакции одинакова и система не совершает других работ, кроме работы расширения. Раздел термодинамики, изучающий тепловые эффекты реакций, называется термохимия. Стехиометрические уравнения химических реакций с указанием агрегатного состояния реагентов и продуктов и величиной теплового эффекта называют термохимическими. Если в результате реакции энтальпия системы понижается (Δ H 0хр< 0), то она в виде тепла выделяется в окружающую среду – экзотермическая реакция. Если в реакции энтальпия возрастает (Δ H 0хр > 0), то теплота поглощается из окружающей среды – эндотермический процесс.

Н2(г) + 1/2О2(г) = Н2О(ж) + 285,83 кДж экзотермическая реакция

H 0хр=∆ Н 0298= -285,83 кДж/моль < 0)

1/2 Н2(г)графит +1/2 N2(г)= НСN(р) - 105 кДж эндотермическая реакция

H 0хр=∆ Н 0298=+105 кДж/моль > 0)

Основным законом термохимии является закон Гесса (1840 год):

«Тепловой эффект химической реакции зависит только от природы и агрегатного состояния реагентов и продуктов и не зависит от пути реакции».

В качестве наглядного примера рассмотрим два варианта окисления графита до углекислого газа.

1.Прямое окисление C (графит) + О2 (г) = СО2 (г) , ∆ H 0298(∑)= -393,5 кДж/моль

2.Окисление с промежуточным получением моноксида углерода

 

2.1. С(графит) + 1/2 О2 (г) = СО (г)H 0298(1) = -110,5 кДж/моль

2.2. СО (г) + 1/2О2(г) = СО2 (г)H 0298(2) = -283,0 кДж/моль

 

Видно, что ∆ H 0298(∑)= ∆ H 0298(1) + ∆ H 0298(2)= -110,5 + (-283,0) = -393,5 кДж/моль. Тепловой эффект реакции полного окисления равен сумме тепловых эффектов промежуточных стадий (реакций 2.1 и 2.2).

Расчет тепловых эффектов химических реакций (ΔH0хр) может быть проведен в соответствии с 1-м следствием из закона Гесса: «Изменение энтальпии в химической реакции равно разности между суммой стандартных энтальпий образования продуктов реакции и суммой стандартных энтальпий образования исходных веществ, с учетом знаков и стехиометрических коэффициентов»

Δ H 0хр = ∑∆ Н 0298(продуктов) - ∑∆ Н 0298(реагентов) (5.4)

 

Расчет теплового эффекта по этому уравнению возможен при любых температурах, так как с определенной долей приближения можно считать его независимым от температуры.

 

 

 

Пример. Рассчитать тепловой эффект реакции.

Запишем уравнение реакции и выберем табличные значения стандартных энтальпий образования веществ, участников реакции.

СН4(г) + 2О2(г) = СО2(г) + 2Н2О(ж)

Н 0298, кДж/моль -74,9 0 -393,5 -285,8

Согласно 1-му следствию из закона Гесса

Δ H 0хр = ∑∆ Н 0298(продуктов) - ∑∆ Н 0298(реагентов);

Δ H 0хр = [∆ Н 0298(CО2) + 2·∆ Н 02982О)] – [∆ Н 0298(CH4) + 2∙∆ Н 0298(O2)];

Δ H 0хр = [(-393,5) + 2·(-285,8)] – [(-74,9) + 2·0] = - 890,2 кДж.

Получили, что Δ H 0хр< 0. Реакция экзотермическая, идет с выделением тепла.


Поделиться с друзьями:

Типы сооружений для обработки осадков: Септиками называются сооружения, в которых одновременно происходят осветление сточной жидкости...

Историки об Елизавете Петровне: Елизавета попала между двумя встречными культурными течениями, воспитывалась среди новых европейских веяний и преданий...

Архитектура электронного правительства: Единая архитектура – это методологический подход при создании системы управления государства, который строится...

История развития хранилищ для нефти: Первые склады нефти появились в XVII веке. Они представляли собой землянные ямы-амбара глубиной 4…5 м...



© cyberpedia.su 2017-2024 - Не является автором материалов. Исключительное право сохранено за автором текста.
Если вы не хотите, чтобы данный материал был у нас на сайте, перейдите по ссылке: Нарушение авторских прав. Мы поможем в написании вашей работы!

0.009 с.