Enthalpie entropie en energie. Enthalpie berekening

Wie weet wat entropie en enthalpie zijn. en kreeg het beste antwoord

Antwoord van Vika[actief]
Enthalpie en entropie
De verandering in vrije energie (ΔG) van een chemische reactie hangt af van een aantal factoren, waaronder temperatuur en concentratie van reactanten.
A. Reactiewarmte en calorimetrie
Alle chemische reacties gaan gepaard met het vrijkomen of absorberen van warmte. Reacties van het eerste type worden exotherm genoemd, reacties van het tweede type worden endotherm genoemd. De maat voor de reactiewarmte is de verandering in enthalpie ΔH, wat overeenkomt met warmteoverdracht bij constante druk. Bij exotherme reacties verliest het systeem warmte en is ΔH een negatieve waarde. Bij endotherme reacties neemt het systeem warmte op en is ΔН een positieve waarde.
Voor veel chemische reacties hebben ΔG en ΔН vergelijkbare waarden. Deze omstandigheid stelt u in staat om de energetische waarde van voedingsproducten te bepalen. In levende organismen wordt voedsel meestal door zuurstof geoxideerd tot CO2 en H2O. Het maximale chemische werk dat voedingsstoffen in het lichaam kunnen doen, d.w.z. ΔG van de oxidatiereactie van voedselcomponenten, wordt bepaald door een monster van de overeenkomstige stof in een calorimeter in een zuurstofatmosfeer te verbranden. Door de vrijgekomen warmte stijgt de temperatuur van het water in de calorimeter. Uit het temperatuurverschil wordt de reactiewarmte (verbrandingsenthalpie) berekend.
B. Enthalpie en entropie
< 0) несмотря на то, что являются эндотермическими (ΔΗ >
De entropie van het systeem is hoger, hoe groter de mate van wanorde (wanorde) van het systeem. Dus als het proces in de richting gaat van het vergroten van de wanorde van het systeem (en de dagelijkse ervaring leert dat dit het meest waarschijnlijke proces is), is ΔS een positieve waarde. Om de ordeningsgraad in het systeem te verhogen (ΔS >
∆G = ∆H - T ∆S
Laten we de afhankelijkheid van deze drie grootheden uitleggen aan de hand van twee voorbeelden.
De explosie van een explosief mengsel (1) is de interactie van twee gassen - zuurstof en waterstof - met de vorming van water. Zoals veel redoxreacties. het is een sterk exotherm proces (d.w.z. ΔH<< 0). В то же время в результате реакции возрастает степень упорядоченности системы. Газ с его хаотически мигрирующими молекулами перешел в более упорядоченное состояние -- жидкую фазу, при этом число молекул в системе уменьшилось на 1/3. В результате увеличения степени упорядоченности (ΔS < 0) член уравнения -T · ΔS - величина положительная, однако это с избытком компенсируется ростом энтальпии: в итоге происходит высоко экзергоническая реакция (ΔG <<0).
Wanneer natriumchloride (2) wordt opgelost in water, ΔН is een positieve waarde, neemt de temperatuur in het vat met de oplossing, d.w.z. in het volume van de oplossing, af. Niettemin verloopt het proces spontaan, naarmate de orde in het systeem afneemt. In de begintoestand bezetten de Na+ en Cl- ionen vaste posities in het kristalrooster. In oplossing bewegen ze onafhankelijk van elkaar in willekeurige richtingen. Verlaagde volgorde (ΔS > 0) betekent dat de term -T · ΔS een minteken heeft. Dit compenseert ΔН en in het algemeen is ΔG een negatieve waarde. Dergelijke processen worden gewoonlijk entropie genoemd.

Antwoord van 2 antwoorden[goeroe]

Hallo! Hier is een selectie van onderwerpen met antwoorden op uw vraag: Wie weet wat entropie en enthalpie zijn.

Antwoord van =CaT=[goeroe]
Entropie (van het Griekse ἐντροπία - rotatie, transformatie) is een concept dat voor het eerst werd geïntroduceerd in de thermodynamica om de mate van onomkeerbare dissipatie van energie te bepalen. De term wordt veel gebruikt in andere kennisgebieden: in de statistische fysica als maat voor de waarschijnlijkheid van de implementatie van een macroscopische toestand; in de informatietheorie als een maat voor de onzekerheid van elke ervaring (test), die verschillende uitkomsten kan hebben, in de historische wetenschap, voor de verklaring van het fenomeen alternatieve geschiedenis (invariantie en variabiliteit van het historische proces).
href="">
De enthalpie van het systeem (van het Griekse enthalpo I warmte), een enkelvoudige functie H van de toestand van een thermodynamisch systeem met onafhankelijke entropieparameters S en druk P, is gerelateerd aan interne energie U door de relatie
H=U+PV
waarbij V het volume van het systeem is.

Antwoord van Yovetlana Pustotina[goeroe]
entropie is een functie van de toestand van een thermodynamisch systeem, de verandering waarin in een evenwichtsproces gelijk is aan de verhouding van de hoeveelheid aan het systeem toegevoerde of verwijderde lichaam tot de thermodynamische temperatuur van het systeem, niet-evenwichtsprocessen in een geïsoleerd systeem gepaard gaan met een toename van de entropie, brengen ze het systeem dichter bij de evenwichtstoestand waarin de entropie maximaal is. dit is de essentie van de tweede wet van de thermodynamica, beide wetten van de thermodynamica werden weerspiegeld door de Duitse natuurkundige Rudolf Clausius - de energie van de wereld blijft constant, de entropie neigt naar zijn maximale waarde. Enthalpie is een functie met één waarde van de toestand van een thermodynamisch systeem met onafhankelijke entropieparameters en druk, wordt geassocieerd met interne energie, deze waarde wordt de warmte-inhoud van het systeem genoemd. Bij constante druk is de verandering in enthalpie gelijk aan de hoeveelheid warmte die aan het systeem wordt geleverd; in een toestand van thermodynamisch evenwicht is de enthalpie van het systeem minimaal.

Antwoord van Terminator-5[goeroe]
Hoe slim en moeilijk antwoorden ze allemaal! Waarom compliceren, kunt u eenvoudig zeggen. Enthalpie is de toestand van een persoon tijdens de in- en uitstroom van geld. En entropie is de mate van onvermogen om terug te keren naar de staat toen het geld er nog was. Hoe minder geld er over is voor de betaaldag. , hoe hoger, hoe groter de entropie!

Antwoord van Gewoon Manya[Nieuweling]
Enthalpie en entropie
De verandering in vrije energie (ΔG) van een chemische reactie hangt af van een aantal factoren, waaronder temperatuur en concentratie van reactanten (zie p. 24). In deze sectie worden nog twee parameters besproken die verband houden met structurele en energieveranderingen in moleculen.
B. Enthalpie en entropie
De reactiewarmte ΔН en de verandering in vrije energie ΔG zijn niet altijd vergelijkbaar. Er zijn zelfs spontane reacties bekend (ΔG< 0) несмотря на то, что являются эндотермическими (ΔΗ >0). Dit komt omdat de reactie wordt beïnvloed door een verandering in de mate van orde in het systeem. De verandering in de entropie ΔS dient als een maat voor de verandering in de orde van het systeem.
De entropie van het systeem is hoger, hoe groter de mate van wanorde (wanorde) van het systeem. Dus als het proces in de richting gaat van het vergroten van de wanorde van het systeem (en de dagelijkse ervaring leert dat dit het meest waarschijnlijke proces is), is ΔS een positieve waarde. Om de ordeningsgraad in het systeem te vergroten (ΔS > 0), is het nodig om energie te verbruiken. Beide bepalingen volgen uit de fundamentele natuurwet - de tweede wet van de thermodynamica. Kwantitatief wordt de afhankelijkheid tussen veranderingen in enthalpie, entropie en vrije energie beschreven door de Gibbs-Helmholtz-vergelijking:
∆G = ∆H - T ∆S

Antwoord van 2 antwoorden[goeroe]

Hallo! Hier zijn andere threads met soortgelijke vragen.

Warmtecapaciteit en zijn typen. Specifieke hitte van noem de hoeveelheid warmte D, die nodig is om de temperatuur van een eenheidshoeveelheid van een stof met één graad te veranderen: van = d/bT, s = dg/dT.

Afhankelijk van de methode voor het meten van de eenheid van hoeveelheid van een stof, de aard van het thermodynamische proces en de grootte van het temperatuurinterval, worden verschillende soorten warmtecapaciteiten onderscheiden.

1. Afhankelijk van de eenheid van de hoeveelheid stof (1 kg, 1 m 3, 1 mol) is de warmtecapaciteit massa van[J/(kg-K)], naar volume van"[J / (m 3 - K)] en kies met th [JDmol-K)].

De relatie tussen hen wordt uitgedrukt door de volgende relatie:

waarbij p n de dichtheid is onder normale fysieke omstandigheden.

De hoeveelheid warmte wordt respectievelijk bepaald door de formule

waar m- massa gas, kg; jij niet- gasvolume teruggebracht tot normale fysieke omstandigheden; P is het aantal mol gas.

2. De warmtecapaciteit is afhankelijk van de aard van het proces en de eigenschappen van het gas. Afhankelijk van de wijze van warmtetoevoer wordt warmtecapaciteit bij constante druk (isobaar) onderscheiden met p en warmtecapaciteit bij constant volume (isochoor) CV . De begrippen "warmtecapaciteit bij constante temperatuur" en "adiabatische warmtecapaciteit" worden zelden gebruikt, aangezien at t= const van= d^/O = oo, en voor dg\u003d 0 c \u003d O / d / \u003d 0.

In 1842 stelde R. Yu. Mayer, een van de grondleggers van de wet van behoud en transformatie van energie, vast dat

De fysieke betekenis van deze afhankelijkheid is gemakkelijk te begrijpen. Als voor het verwarmen van 1 mol (of 1 kg) gas in een cilinder boven de zuiger met één graad bij een constant volume, d.w.z. met een vaste zuiger is het nodig om de hoeveelheid warmte te verbruiken uit het zuiden dan wordt bij constante druk arbeid q/? toegevoegd aan deze hoeveelheid warmte. (of I), die het uitzettende gas zal maken, door de losgelaten zuiger te duwen.

Houding naar = cp /cv heet de adiabatische exponent. Merk op dat weten naar en met behulp van vergelijkingen (1.5) kunnen we bepalen

3. Aangezien de warmtecapaciteit varieert met de temperatuur, worden, afhankelijk van het temperatuurbereik, echte (c) en gemiddelde (cm) specifieke warmtecapaciteiten onderscheiden. De warmtecapaciteit die overeenkomt met een oneindig klein temperatuurbereik wordt waar genoemd: c = dq/dT, en het gemiddelde is de warmtecapaciteit die overeenkomt met het eindige interval van temperatuurverandering: met t = q/(T2- G)).

De afhankelijkheid van de warmtecapaciteit van de temperatuur kan worden uitgedrukt door een numerieke reeks, waarbij de eerste twee termen de hoofdwaarde hebben:

waar a, b, d zijn constanten afhankelijk van de aard van het gas.

Er is experimenteel vastgesteld dat de waarde van de warmtecapaciteit van echte gassen ook afhangt van de druk, waarvan de invloed bij hoge temperaturen, kenmerkend voor verbrandingsproducten in warmtemotoren (1000 ... 2000 ° C), onbeduidend is. Bij het berekenen van stoommachines, turbines en warmteomvormers kan de invloed van druk op de warmtecapaciteit niet worden verwaarloosd.

In praktische berekeningen worden meestal tabelgegevens van gemiddelde warmtecapaciteiten gebruikt in het temperatuurbereik van 0 tot L. In dit geval zal de hoeveelheid warmte die nodig is om 1 kg werkvloeistof te verwarmen van 0 tot / of tot / 2 zijn

Hier c^0 en met? 0 - tabelwaarden van warmtecapaciteiten in de temperatuurbereiken (0.../]) en (0.../ 2).

De hoeveelheid warmte die nodig is om 1 kg lichaam te verwarmen van t x tot / 2 , wordt gedefinieerd als het verschil:

Enthalpie. In sommige gevallen blijkt het gepast om de parameters te combineren En En pv in een gemeenschappelijke calorische parameter genaamd enthalpie:

Enthalpie is een thermodynamische functie die de betekenis heeft van de totale (interne en externe) energie van het systeem. Het bestaat uit interne energie En en elastische energie pv, door de aanwezigheid van externe druk van de omgeving R, die. pv is het werk dat moet worden besteed om een ​​werkvolume te introduceren v in een omgeving met druk R.

Voor een ideaal gas gelden de volgende relaties:

Bij R= const kan worden verkregen:

differentiëren i- en +pv en substitueren in de differentiaalvergelijking van de eerste wet van de thermodynamica voor de stroom van de werkvloeistof, kunnen we verkrijgen

Enthalpie wordt gemeten in dezelfde eenheden als warmte, arbeid en interne energie (J/kg). Aangezien enthalpie, net als interne energie, een functie is van de toestand, kan de absolute waarde ervan alleen worden bepaald met een nauwkeurigheid tot aan een constante, voorwaardelijk gekozen voor het referentiepunt.

Bij internationale overeenkomst, de zogenaamde tripelpunt (T= 273,16 K en p = 0,0006 Pa), waarin het gelijktijdig bestaan ​​van drie fasen mogelijk is: ijs, vloeistof en damp. De temperatuur kan worden genomen als de oorsprong van de enthalpie voor gassen T- 0 K.

De tweede wet van de thermodynamica. De tweede wet van de thermodynamica is, net als de eerste, een experimentele wet die is gebaseerd op eeuwenoude observaties van wetenschappers, maar werd pas in het midden van de 19e eeuw vastgesteld.

Waarnemingen van natuurlijke fenomenen laten zien dat de opkomst en ontwikkeling van spontane natuurlijke processen die daarin plaatsvinden, waarvan het werk kan worden gebruikt voor menselijke behoeften, alleen mogelijk is als er geen evenwicht is tussen het thermodynamische systeem dat deelneemt aan het proces en de omgeving. Deze processen worden altijd gekenmerkt door hun eenrichtingsstroom van een hogere potentiaal naar een lagere (van een hogere temperatuur naar een lagere of van een hogere druk naar een lagere). Tijdens deze processen heeft het thermodynamische systeem de neiging om in evenwicht te komen met de omgeving, gekenmerkt door de gelijkheid van druk en temperatuur van het systeem en de omgeving.

Uit observaties van natuurlijke fenomenen volgt ook dat om het proces in de tegenovergestelde richting van het spontane proces te laten verlopen, het nodig is om de energie te verbruiken die is geleend van de externe omgeving.

De tweede wet van de thermodynamica is een generalisatie van de genoemde bepalingen en luidt als volgt.

• 1. Spontane stroom van natuurlijke processen ontstaat en ontwikkelt zich in afwezigheid van evenwicht tussen het thermodynamische systeem dat deelneemt aan het proces en de omgeving.
• 2. Natuurlijke processen die spontaan in de natuur plaatsvinden en waarvan de mens gebruik kan maken, gaan altijd maar in één richting van een hoger potentieel naar een lager potentieel.
• 3. Het verloop van spontaan optredende processen vindt plaats in de richting die leidt tot het tot stand brengen van een evenwicht tussen het thermodynamische systeem en de omgeving, en bij het bereiken van dit evenwicht stoppen de processen.
• 4. Het proces kan in de tegenovergestelde richting van het spontane proces verlopen als de energie hiervoor wordt geleend van de externe omgeving.

De formuleringen van de tweede wet van de thermodynamica, gegeven door verschillende wetenschappers, resulteerden in de vorm van postulaten die werden verkregen als gevolg van de ontwikkeling van de bepalingen uitgedrukt door de Franse wetenschapper Sadi Carnot.

In het bijzonder is het postulaat van de Duitse wetenschapper R. Clausius dat warmte niet van een koud lichaam naar een warm lichaam kan gaan zonder compensatie. De essentie van het postulaat van de Engelse wetenschapper W. Thomson is dat het onmogelijk is om een ​​warmtemotorcyclus uit te voeren zonder een bepaalde hoeveelheid warmte over te dragen van een warmtebron met een hogere temperatuur naar een bron met een lagere temperatuur.

Deze bewoording moet als volgt worden begrepen: om een ​​periodiek werkende machine te laten werken, is het noodzakelijk dat er ten minste twee warmtebronnen met verschillende temperaturen zijn; in dit geval kan slechts een deel van de warmte die aan de hogetemperatuurbron wordt onttrokken, worden omgezet in arbeid, terwijl het andere deel van de warmte moet worden overgedragen aan de lagetemperatuurbron. De bron met hoge temperatuur wordt soms het koellichaam of de bovenste warmtebron genoemd, terwijl de bron met lage temperatuur soms het koellichaam, de onderste warmtebron of de koeler wordt genoemd.

Entropie. In de thermodynamica wordt nog een parameter van de toestand van de werkvloeistof gebruikt - entropie het vaststellen van een relatie tussen de hoeveelheid warmte en temperatuur (R. Clausius, 1850). Laten we deze parameter uitleggen aan de hand van de volgende overwegingen.

De vergelijking van de eerste wet van de thermodynamica kan worden geschreven als

In deze vergelijking, d Q is geen totaal differentieel, aangezien de term d/, die geen totaal differentieel is, aan de rechterkant van de vergelijking komt, aangezien arbeid geen parameter is van de toestand van het gas, maar een functie van het proces. Als gevolg hiervan kan de vergelijking niet worden geïntegreerd over het interval van twee willekeurig gekozen toestanden van het gas.

Uit de wiskunde is bekend dat elke binomiaal kan worden weergegeven als een totaal differentiaal als het wordt vermenigvuldigd met de zogenaamde integrerende factor.

Wanneer vermenigvuldigd met een integrerende factor van 1 /T(waar t- absolute temperatuur), zal de bovenstaande vergelijking de vorm aannemen

Vergelijking (1.6) kan in een iets andere vorm worden weergegeven, namelijk:

Uitdrukking (1.7) zegt dat d q/T is het totale verschil van een bepaalde functie s(d.w.z. d q/T= ds), wat een parameter is van de toestand van het gas, aangezien deze slechts afhangt van twee parameters van de toestand van het gas en daarom niet afhangt van hoe het gas van de ene toestand naar de andere overging. Deze parameter van de toestand van het gas wordt over het algemeen de entropie van het gas genoemd en wordt aangegeven met de letter S(J/K). De entropie per 1 kg gas heet specifieke entropie gas en aangeduid met de letter s[J / (kg-K)).

vergelijking d Q = di - vdp is ook een onvolledige differentiaalvergelijking omdat d Q is geen volledig verschil. Deze vergelijking kan echter, wanneer vermenigvuldigd met de integrerende factor 1/7', worden teruggebracht tot de vorm van een volledige differentiaalvergelijking

Vervolgens,

Gezien het feit dat voor een ideaal gas pv = RT en daarom

vergelijking (1.8) voor een ideaal gas kan als volgt worden getransformeerd:

Na integratie zal het de vorm aannemen

Entropieverandering in het interval tussen twee gastoestanden (7 en 2) uitgedrukt door de vergelijking

Uit vergelijking (1.9) volgt dat de hoeveelheid warmte die betrokken is bij een bepaald thermodynamisch proces wanneer de werkvloeistof verandert van toestand 7 naar toestand 2, kan als volgt worden uitgedrukt:

Deze integraal kan worden berekend als de functionele relatie tussen Tns bekend is. Met behulp van deze afhankelijkheid worden curven gebouwd in het coördinatensysteem s- T, als gevolg van bepaalde thermodynamische processen.

Op basis van uitdrukking (1.10) kunnen we concluderen dat voor het proces 1-2 (Fig. 1.5) gebied 7- 2-s 2- s b die onder de curve ligt die dit proces weergeeft, drukt de hoeveelheid warmte uit die bij dit proces betrokken is.

Rijst. 1.5.

Gebruik de oorsprong at . om de numerieke waarden van entropie te bepalen T = 0 K, waarvoor i 0 = 0.

De fysieke betekenis van entropie. Entropie kan niet worden gemeten, de betekenis ervan is moeilijk aan te tonen met behulp van visuele hulpmiddelen, maar kan worden begrepen uit de volgende interpretaties.

1. Entropie - een maat voor de waarde van warmte, zijn prestaties en technologische efficiëntie. We kunnen zeggen dat voor een geïsoleerd systeem (verwarmer - werkvloeistof) As = 0, bij ontvangst van warmte van de verwarmer q u3| \u003d (f / G,) en de minder zitten die. hoe hoger T en hoe meer werk het systeem doet.

De dagelijkse ervaring leert dat hoe hoger de temperatuur van de koelvloeistof bij dezelfde hoeveelheid warmte Q, die. hoe lager de entropie s = (q/T), hoe waardevoller warmte is, omdat het niet alleen voor werk kan worden gebruikt, maar ook voor technologische behoeften - metaalsmelten, verwarming, enz.

• 2. Entropie - een maatstaf voor het verlies van werk als gevolg van de onomkeerbaarheid van echte processen. Hoe groter de onomkeerbaarheid van het proces in een geïsoleerd systeem, hoe groter de toename van entropie 2 » 5, en hoe groter het aandeel energie dat niet wordt omgezet in werk, verdwijnt in het milieu.
• 3. Entropie is een maat voor wanorde. Als we een bepaalde mate van wanorde van het macrosysteem vaststellen - de wanorde van de rangschikking en beweging van deeltjes? D, dan kun je schrijven s = k InZ).

Daarom betekent een toename van wanorde een toename van entropie, een dissipatie van energie. Wanneer warmte wordt toegevoerd, neemt de willekeur van de thermische beweging van deeltjes toe en neemt de entropie toe. Anders is de koeling van het systeem bij een constant volume de onttrekking van warmte en bijgevolg entropie. Tegelijkertijd neemt de ordening van het systeem toe en neemt de entropie af. Wanneer een gas condenseert tot een vloeistof, nemen de moleculen meer bepaalde posities in, de ordelijkheid van hun rangschikking neemt abrupt toe, wat overeenkomt met een abrupte afname van entropie. Bij een verdere daling van de temperatuur wordt de thermische beweging steeds minder intens, de wanorde wordt steeds minder en dus wordt de entropie steeds minder. Wanneer de vloeistof in een vaste stof verandert, vormen de moleculen (ionen) regelmatige kristalroosters, d.w.z. de wanorde zal weer afnemen, en de entropie zal daarmee afnemen, enz. Dit patroon stelt ons in staat om aan te nemen dat bij een absolute temperatuur gelijk aan nul de thermische beweging volledig stopt en de maximale orde in het systeem wordt vastgesteld, d.w.z. wanorde en entropie worden nul. Deze aanname is consistent met experiment, maar kan niet experimenteel worden geverifieerd (omdat de absolute temperatuur gelijk aan nul onbereikbaar is) en wordt genoemd derde wet van de thermodynamica.

vervolgens

Omkeerbare en onomkeerbare thermodynamische processen. Voor

studies van thermodynamische processen introduceren concepten van (omkeerbare) evenwichtsprocessen.

De toestand van de werkvloeistof, waarin de druk en temperatuur, en bijgevolg het specifieke volume op al zijn punten niet veranderen zonder externe energie-impact in de tijd, wordt genoemd evenwichtstoestand.

De opeenvolgende verandering in de toestand van de werkvloeistof, die optreedt als gevolg van de energetische interactie van de werkvloeistof met de omgeving, wordt genoemd thermodynamisch proces. Het proces waarbij een lichaam achtereenvolgens door een continue reeks van evenwichtstoestanden gaat, wordt genoemd evenwichtig.

omkeerbaar proces zo'n thermodynamisch proces genoemd, dat de mogelijkheid toelaat dat het door dezelfde evenwichtstoestanden stroomt, zowel in de voorwaartse als in de tegenovergestelde richting, en er blijven geen veranderingen in de omgeving.

Als niet aan deze voorwaarde wordt voldaan, is het proces: onomkeerbaar. Een voorbeeld van een onomkeerbaar proces is de overdracht van warmte in een stoomketel van gassen met een temperatuur van 600 ... 1000 ° C naar stoom met een temperatuur van 400 ... 500 ° C, aangezien de omgekeerde overdracht van warmte van stoom aan gassen zonder hun temperatuur te veranderen is onmogelijk.

In zijn pure vorm worden omkeerbare processen niet waargenomen in de natuur en technologie. Hun studie is echter van groot belang, omdat veel echte processen bijna omkeerbaar zijn.

LEZING №8.

Patronen van chemische reacties

Inleiding tot de thermodynamica. Het concept van entropie, enthalpie, Gibbs-energie. Mogelijkheid van chemische reacties. Enthalpie- en entropiefactoren van processen.

Chemische thermodynamica

De vraag of deze of gene spontane reactie in principe onder bepaalde voorwaarden mogelijk is, wordt overwogen door chemische thermodynamica. Zo is de explosie van buskruit (salpeter, zwavel en steenkool) op zichzelf niet mogelijk. Onder normale omstandigheden verloopt de reactie niet. Om het te starten, heb je t ° of een klap nodig.

Chemische thermodynamica beschouwt de overgang van een systeem van de ene toestand naar de andere, waarbij het overgangsmechanisme volledig wordt genegeerd. Over hoe de overgang van de uitgangsstoffen naar de reactieproducten plaatsvindt en hoe de snelheid afhankelijk is van de reactieomstandigheden chemische kinetica. Als een reactie thermodynamisch verboden is, is het zinloos om de snelheid ervan te overwegen, deze reactie verloopt niet spontaan.

Als de reactie thermodynamisch mogelijk is, kan de snelheid worden veranderd, bijvoorbeeld door een katalysator in te voeren. Theorieën, wetten, numerieke kenmerken zijn nodig om reacties te beheersen: om de processen van corrosie van metalen te vertragen of om raketbrandstof samen te stellen, enz.

Thermodynamica - de wetenschap van de transformatie van sommige soorten energie en werk in andere. Er zijn 3 wetten van de thermodynamica.

Chemisch heet thermodynamica rekening houdend met de transformatie van energie en werk in chemische reacties. Hiervoor moet je weten staatfunctie.

Statusfunctie zo'n variabel kenmerk van het systeem genoemd, dat niet afhankelijk is van de prehistorie van het systeem en de verandering waarin tijdens de overgang van het systeem van de ene toestand naar de andere niet afhangt van hoe deze verandering is aangebracht.

(Sisyphus, berg,

ΔЕ van een steen op een berg is een staatsfunctie)

ΔE - potentiële energie

ΔE \u003d mg (h 2 -h 1)

Om toestandsfuncties te kunnen gebruiken, moeten de toestanden zelf worden gedeclareerd.

Statusopties

Statusfuncties

A en Q, d.w.z. arbeid en warmte zijn twee functies waaraan de thermodynamica is gewijd, maar die geen toestandsfuncties zijn.

Elk systeem waarvan de overgang van de ene toestand naar de andere door de thermodynamica wordt beschouwd, kan hebben:

l constant volume(d.w.z. bijvoorbeeld een verzegelde ampul), V - const.

Processen die plaatsvinden bij constant volume worden genoemd isochoor, (isochoor).

II constante druk. isobaar processen (isobaar), P - const.

III constantet. isothermisch processen, T - const.

De processen die plaatsvinden in het systeem onder omstandigheden waarin er geen warmte-uitwisseling is tussen het systeem en de externe omgeving worden genoemd adiabatisch.

De warmte die door het systeem wordt ontvangen, wordt als positief beschouwd en de warmte die door het systeem aan de externe omgeving wordt afgegeven, wordt als negatief beschouwd. Warmte wordt gedefinieerd door het getal J (kJ).

Eerste wet van de thermodynamica. Enthalpie.

I wet van de thermodynamica - de wet van behoud en transformatie van energie.

de verandering in de interne energie van het systeem is gelijk aan het verschil tussen de hoeveelheid warmte die het systeem uit de omgeving ontvangt en de hoeveelheid werk die het systeem op de omgeving verricht.

ΔU - in een chemische reactie - is de verandering in de interne energie van het systeem als gevolg van de omzetting van een bepaald aantal mol van de uitgangsstoffen in een bepaald aantal mol van de reactieproducten.

(het verschil tussen de energieën van de eind- en begintoestand).

dan

Als de reactie isochoor is, dan zijn V-const en
(d.w.z. de hoeveelheid warmte die door het systeem wordt ontvangen of weggegeven).

Als de reactie isobaar is, vindt deze plaats bij constante externe druk:

dan

De meeste chemische reacties vinden plaats onder isobare omstandigheden, d.w.z. het is noodzakelijk om Q P en de expansie (compressie) arbeid te bepalen.

Om de situatie in de thermodynamica te vereenvoudigen, is een nieuwe functie aangenomen - enthalpie N.

De enthalpieverandering in de reactie zal zijn:

Rekening houdend met vergelijking (1), verkrijgen we:

en aangezien de reactie verloopt onder isobare omstandigheden, dan P = const
.

, maar dat weten we
, laten we vervangen:

, dan

, d.w.z. het verschil tussen de thermische effecten van dezelfde reactie, gemeten bij constante druk en constant volume, is gelijk aan de uitzettingsarbeid. De verandering in enthalpie is dus uniek gerelateerd aan de hoeveelheid warmte die door het systeem wordt ontvangen of afgegeven tijdens de isobare overgang, en de verandering in enthalpie ΔH wordt gewoonlijk genomen als een maat voor het warmte-effect van een chemische reactie.

De warmte van een vuur, het verbranden van kalksteen, de fotosynthese van planten en elektrolyse zijn voorbeelden van de uitwisseling van verschillende vormen van energie.

Het warmte-effect van een chemische reactie is de verandering in energie tijdens de isobare overgang van een bepaald aantal mol van de uitgangsstoffen in het overeenkomstige aantal mol van de reactieproducten(in J of kJ).

Het wordt gemeten door de verandering in enthalpie tijdens de overgang van het systeem van de toestand van de uitgangsmaterialen naar de reactieproducten. Tegelijkertijd blijft de term exo en endotherme reactie behouden. gemeten met een calorimeter. De thermische effecten van reacties die in voorwaartse en achterwaartse richting verlopen, zijn even groot en tegengesteld van teken.

H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl ΔH \u003d - 184 kJ

2HCl \u003d H 2 + Cl 2 ΔH \u003d + 184 kJ

De fundamentele wet van de thermochemie werd in 1840 door Hess geformuleerd.

t
Het warmte-effect van een reactie hangt alleen af ​​van de toestand van de begin- en eindstof en niet van het aantal tussenstappen.

Om 1 mol CO 2 te verkrijgen, zijn 1 mol C (tv) en 1 mol O 2 (g) nodig.

Als we de stadia en enthalpieën van alle stadia samenvatten, vinden we dat:

Dit proces wordt een cyclus genoemd. Om het thermische effect van een reactie te berekenen, is het noodzakelijk om de enthalpieën van ontleding van de oorspronkelijke stoffen en de enthalpieën van de vorming van reactieproducten van eenvoudige stoffen te kennen. Maar ze zijn even groot en verschillend van teken, dus het is voldoende om één enthalpie te kennen. Omdat enthalpie hangt af van zijn toestand en omstandigheden, dan worden alle toestanden en omstandigheden naar hetzelfde verwezen, die standaard worden genoemd.

t˚ = 25˚С, P = 101,3 kPa

t˚ het effect van een chemische reactie is verschillen de som van de vormingswarmte van de reactieproducten en de som van de vormingswarmte van de uitgangsmaterialen.

De overgang van de standaardtoestand naar een andere gaat gepaard met een toename van de enthalpie, d.w.z. endotherm thermisch effect.

eenvoudige stoffen zijn gelijk aan nul.

Het wordt de standaardenthalpie (vormingswarmte) genoemd.

(˚) - betekent dat alle stoffen zich in standaardtoestanden bevinden.

De vormingsenthalpie van een complexe stof uit eenvoudige stoffen is het warmte-effect van de reactie van de vorming van een bepaalde stof uit eenvoudige stoffen in standaardtoestanden, gerelateerd aan 1 mol van de resulterende stof. . (F- vorming - opleiding).

Entropie

Entropie (S) is evenredig met de logaritme van de thermodynamische kans (W) van de toestand van het systeem.

H - constante van Boltzmann

Entropie is een maat voor de wanorde van een systeem. Entpropy wordt geïntroduceerd als een toestandsfunctie, waarvan de verandering wordt bepaald door de verhouding van de hoeveelheid warmte die wordt ontvangen of weggegeven door het systeem op t - T.

Als het systeem een ​​bepaalde hoeveelheid warmte ontvangt bij een constante t˚, dan gaat alle warmte naar het vergroten van de willekeurige, chaotische beweging van deeltjes, d.w.z. entropie toenemen.

II De tweede wet van de thermodynamica

De tweede wet van de thermodynamica stelt dat alleen dergelijke processen spontaan kunnen plaatsvinden in een geïsoleerd systeem die leiden tot een toename van entropie.(wanordelijk systeem).

Verdamping van ether uit de hand verloopt spontaan met een toename van de entropie, maar de warmte voor een dergelijke overgang wordt aan de hand weggenomen, d.w.z. het proces is endotherm.

III De derde wet van de thermodynamica

De entropie van een ideaal kristal op het absolute nulpunt is nul. Dit is de derde wet van de thermodynamica.

S˚ 298 is de standaard entropie, J/(k mol).

Als ΔH groot is, dan is ΔS klein. Maar het is niet altijd het geval. Gibbs introduceerde een nieuwe toestandsfunctie in de thermodynamica - de Gibbs-energie - G .

G=H-TS of ∆G = ∆H – T∆S

In elk gesloten systeem bij constante P en T is een spontaan proces mogelijk dat leidt tot een afname van de Gibbs-energie G en enthalpie. ... Gibbs. enthalpie En entropie factoren, hun invloed op lekkage reacties bij lage en hoge temperaturen. 18. Cijfer kansen en voorwaarden lekt reacties ...

Simpel gezegd, enthalpie is die energie die beschikbaar is voor omzetting in warmte bij een bepaalde constante druk.

Als het thermomechanische systeem wordt beschouwd als bestaande uit een macrobody ( gas-) en zuigergebied S (\displaystyle S) met een last van gewicht P = pS (\displaystyle P=pS), balanceergasdruk p (\displaystyle p) in het vat, dan heet zo'n systeem verlengd.

Enthalpie of energie van een uitgebreid systeem E (\displaystyle E) is gelijk aan de som van de interne energie van het gas U (\displaystyle U) en potentiële energie van de zuiger met de belasting E p o t = p S x = p V (\displaystyle E_(pot)=pSx=pV)

De enthalpie in deze toestand is dus de som van de interne energie van het lichaam en het werk dat moet worden geleverd zodat het lichaamsvolume V (\displaystyle V) een onder druk staande omgeving binnengaan p (\displaystyle p) en in evenwicht met het lichaam. systeem enthalpie H (\displaystyle H)- vergelijkbaar interne energie en andere thermodynamische potentialen - heeft een goed gedefinieerde waarde voor elke toestand, dat wil zeggen, het is staatfunctie. Daarom, in het proces van het veranderen van de staat:

voorbeelden

Gerelateerde video's