Доп. материал к лекции №1 по термодинамике. — КиберПедия 

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

Опора деревянной одностоечной и способы укрепление угловых опор: Опоры ВЛ - конструкции, предназначен­ные для поддерживания проводов на необходимой высоте над землей, водой...

Доп. материал к лекции №1 по термодинамике.

2017-09-10 399
Доп. материал к лекции №1 по термодинамике. 0.00 из 5.00 0 оценок
Заказать работу

Доп. материал к лекции №1 по термодинамике.

Закон Гесса.

 

Закон Гесса – следствие 1-го закона термодинамики, применительно к химическим законам установлен ранее, чем был сформулирован 1-й закон термодинамики. В 1840 году русский ученый Г.Г. Гесс опытным путем установил, что

Тепловой эффект процесса не зависит от пути процесса (промежуточных стадий), а определяется только начальным и конечным состояниями системы, т.е. состоянием исходных веществ и продуктов реакции.

Экспериментально тепловой эффект определяют в калориметрах (от слова калория) Калориметр – специальный прибор с минимальным теплообменом с окружающей средой (термос). Теплоты сгорания веществ измеряют в калориметрической бомбе.Это толстостенный, герметически закрывающийся металлический сосуд.

1. С(гр.) + О2(г.) = СО2(г.), ΔН1 = -393,51 кДж/моль

2. СО(г.) + ½О2(г.) = СО2(г.), ΔН2 = -298,01 кДж/моль

3. С(гр.) + ½О2(г.) = СО(г.), ΔН3 –?

Тепловой эффект последней реакции экспериментально определить нельзя, т.к. одновременно образуются СО и СО2. Вычисляют теоретически, вычитая из 1-ой 2-ую реакцию.

С(гр.) + О2(г.) – СО(г.) – ½О2(г.) = СО2(г.) – СО2(г.), сокращаем и переносим – получаем уравнение № 3, ΔН3 = ΔН1 – ΔН2 = -393,51 – (- 298,01) = - 110,5 кДж/моль

Следствия закона Гесса

Т.о. определив опытным путем тепловые эффекты (энтальпии) для некоторых процессов, можно, пользуясь законом Гесса, вычислить тепловые эффекты (энтальпии) других процессов, связанных с первыми системой термохимических уравнений. Это важно при исследовании большинства химических реакций, происходящих в живых клетках.

На практике используют два следствия:

Е следствие

Стандартная энтальпия реакции равна разнице между суммой стандартных энтальпий образования продуктов реакции и суммой стандартных энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.

ΔHор-ции.= Σ n ΔHо298,обр.прод.- Σ n ΔHо298,обр.исх.

Е следствие

Стандартная энтальпия реакции равна разнице между суммой стандартных энтальпий сгорания исходных веществ реакции и суммой стандартных энтальпий сгорания продуктов с учетом стехиометрических коэффициентов.

ΔHор-ции.= Σ n ΔHосгор.исх.- Σ n ΔHосгор.прод.

 

Стандартные энтальпии образования и сгорания известны для многих веществ и даны в таблицах.

 

Значение закона Гесса

1. Определив опытным путем тепловые эффекты (энтальпии) для некоторых процессов, можно, пользуясь законом Гесса, вычислить тепловые эффекты (энтальпии) других процессов, связанных с первыми системой термохимических уравнений. Это важно при исследовании большинства химических реакций, происходящих в живых клетках.

2. По закону Гесса можно определить тепловые эффекты таких реакций, которые или нереализуемы, или не могут быть проведены чисто, т.е. без побочных процессов.

Графическое изображение

ΔН С, О2 ΔН3 -200 ΔН1 СО ΔН2 -400 СО2       Энтальпийная диаграмма

 

С(гр.) ΔН1 СО2(г.) ΔН3 ΔН2 СО(г.)     Энтальпийная схема

Пример расчета на основе закона Гесса.

Экспериментально можно определить теплоты растворения безводных солей и кристаллогидратов. По закону Гесса рассчитывают теплоту гидратации безводной соли (теплоту образования кристаллогидрата), которую нельзя определить экспериментально. Это разница между теплотой растворения безводной соли и теплотой растворения ее кристаллогидрата:

ΔHогидр= ΔHобезв.- ΔHокр.

ВТОРОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ

Первый закон термодинамики позволяет рассчитывать энергетический баланс химического процесса. Но не дает возможности судить о направлении протекания процессов, т.е. будет ли происходить то или иное превращение без воздействия внешних сил, самопроизвольно. Второй закон термодинамики был установлен при исследовании коэффициента полезного действия (к.п.д.) тепловых машин.

- теплота сама собой не может переходить от тела с меньшей температурой к телу с большей температурой,

- невозможен вечный двигатель второго рода, т.е. невозможен периодический процесс, единственным результатом которого было бы превращение теплоты в работу вследствие охлаждения одного тела

- и т.д.

Энтропия

Все самопроизвольные процессы протекают в направлении, при котором система переходит из менее вероятного состояния в более вероятное. т.е. из более упорядоченного состояния в менее упорядоченное. К любой макроскопической системе, состоящей из очень большого числа частиц, применимы законы теории вероятности. Мерой неупорядоченности или вероятности системы служит энтропия S (trope – перемена, превращение en – в). Математическое выражение для энтропии:

W – термодинамическая вероятность системы,

R – универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/моль•К),

Na – число Авогадро (6,02 · 1023 моль-1)

R / Na = kБ = 1,38 ∙ 10-23 Дж/К (постоянная Больцмана).

 

Зависимость энтропии от различных факторов:

1) если Т2 > Т1, то S2 > S1

2) если P2 > P1, то S2 < S1

3) Sкр < Sам < Sж < Sг

В наиболее неупорядоченном состоянии энтропия максимальна. Можно определить абсолютное значение энтропии Sо298 – стандартная энтропия. Данные приведены в таблицах.

ΔS – изменение энтропии, размерность Дж/моль.

Расчет энтропии реакции

Изменение энтропии химической реакции равно разнице между суммой энтропий продуктов реакции и суммой энтропий исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.

ΔSо298,р-ции.= Σ n Sо298,прод. - Σ n ΔSо298,исх.

Знакомство с химическим уравнением реакции часто позволяет судить о знаке изменения энтропии.

NH4NO3(кр.) = N2O(г) + 2H2O(г), ΔS > 0

CaO(кр.) + H2O(ж) = Ca(OH)2(кр.), ΔS < 0

CaCO3 (кр.) = CaO(кр.) + CO2(г), ΔS > 0

 

Калорийность пищи

Источник энергии в живом организме – химическая энергия, заключенная в пищевых продуктах. Энергия расходуется на:

- совершение работы внутри организма – дыхание, кровообращение, перемещение продуктов обмена (метаболитов) и т.д.;

- нагревание вдыхаемого воздуха, потребляемой воды и пищи;

- покрытие потерь теплоты в окружающую среду;

- совершение внешней работы, связанной со всеми перемещениями человека.

Энергия, необходимая организму человека, освобождается при окислении углеводов, жиров и белков. Причем энергетические затраты человека покрываются за счет углеводов на 55-60%, жиров на 20-25%, белков на 15-20%. Запас веществ возобновляется при приеме пищи. Пищевые рационы, необходимые человеку при различных условиях труда и жизни, определяются из условий баланса между энергией, расходуемой за сутки и энергией, выделяющейся при окислении веществ. Химический состав и калорийность пищевых продуктов приводятся в справочниках. Фактические затраты зависят от возраста, пола, состояния здоровья, климатических условий, характера труда.

Научной основой для расчетов суточной потребности человека в энергии являются первое и второе начала термодинамики. Сложные высокомолекулярные вещества, поступающие с пищей, имеют много слабых связей. В процессе усвоения пищи из сложных молекул углеводов, жиров и белков образуются менее сложные вещества с более прочными связями CO2, H2O, NH3, CO(NH2)2. Энтропия увеличивается, энергия Гиббса и энтальпия убывают.

Для расчета калорийности продукта используют калорические коэффициенты:

белки и углеводы: kб= ky = 4,1 ккал/г (3,9-4,2 ккал/г); жиры kж = 9,2 ккал/г (9,1-9,3 ккал/г).

 

q = [m (б) + m (у) ] • kб,у + m (ж) • кж

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

По направлению реакции делят на обратимые и необратимые.

Необратимыми называются реакции, которые протекают только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных веществ в конечные продукты. Большинство химических реакций являются необратимыми. Например, реакции, протекающие в растворах, в результате которых:

1. образуется осадок: BaCl2 + H24 = BaSО4¯ + 2HCI

2. выделяется газ: 2HCl + FeS = H2S­ + FeCl2

3. образуется слабый электролит: HCl + KOH = KCl + H2O

Обратимые по направлению химические реакции – те, которые при данных внешних условиях могут самопроизвольно протекать как в прямом, так и в обратном направлении.

1) C6H12O6 + 6O2(г) = 6CO2 + 6H2O, Δ G= –2880 кДж/моль

2) Hb(p) + O2(г) ↔ Hb · O2(p), Δ G= –10 кДж/моль

3) H2 + I2 ↔ 2HI, Δ G=1,6 кДж/моль

4) СО(NH2)2 + H2O ← 2NH3 + CO2, Δ G=15 кДж/моль

В стандартных условиях реакция 1 идет только в прямом направлении, 2 и 3 реакции протекают как в прямом, так и в обратном направлении, а реакция 4 не идет.

По второму закону термодинамики при равновесии –10 кДж/моль < Δ G < 10 кДж/моль.

Если в сосуд внести небольшое количество бесцветного иодоводорода, то через некоторое время обнаружатся фиолетовые пары иода и водород. Если взять небольшое количество раствора оксигемоглобина, то в сосуде через некоторое время обнаружится гемоглобин и кислород.

Важно! Реакции, необратимые в одних условиях, могут стать обратимыми в других условиях. Реакция 1 становится обратимой в растениях при освещении.

 

Доп. материал к лекции №1 по термодинамике.

Закон Гесса.

 

Закон Гесса – следствие 1-го закона термодинамики, применительно к химическим законам установлен ранее, чем был сформулирован 1-й закон термодинамики. В 1840 году русский ученый Г.Г. Гесс опытным путем установил, что


Поделиться с друзьями:

Индивидуальные и групповые автопоилки: для животных. Схемы и конструкции...

Опора деревянной одностоечной и способы укрепление угловых опор: Опоры ВЛ - конструкции, предназначен­ные для поддерживания проводов на необходимой высоте над землей, водой...

Типы оградительных сооружений в морском порту: По расположению оградительных сооружений в плане различают волноломы, обе оконечности...

История развития пистолетов-пулеметов: Предпосылкой для возникновения пистолетов-пулеметов послужила давняя тенденция тяготения винтовок...



© 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.