ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ. ЛЕКЦИЯ 3. - презентация

1 ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ. ЛЕКЦИЯ 3.

2 2. Химическая термодинамика 2.1. Основные понятия Термодинамика – наука, изучающая взаимные переходы различных форм энергии. Термодинамика исторически возникла как наука об основных способах преобразования внутренней энергии тел для совершения механической работы. Химическая термодинамика – раздел физической химии, в котором термодинамические методы применяются для анализа химических и физических явлений : химических реакций, фазовых переходов и процессов в растворах. Изучение тепловых эффектов, сопровождающих химические реакции - термохимия Определение возможности самопроизвольного течения процесса, а также условия положения равновесия и его смещения под влиянием изменения внешних условий Свойства веществ в растворах

3 2. Химическая термодинамика 2.1. Основные понятия Особенность термодинамики : она не рассматривает « внутренний мир » термодинамической системы, механизм процесса и скорость его протекания ; термодинамика изучает только макроскопические свойства ; сопоставляя эти свойства в исходном и конечном состояниях, термодинамика количественно описывает происходящие в системе изменения. Термодинамика базируется на нескольких постулатах : первый закон ( первое начало ) термодинамики второй закон ( второе начало ) термодинамики третий закон ( третье начало ) термодинамики Для химической реакции термодинамика позволяет рассчитать конечный результат – равновесный состав реакционной смеси, оценить максимально возможный выход продуктов реакции и подобрать оптимальные условия ( давление, температура ) её проведения

4 2. Химическая термодинамика 2.1. Основные понятия Объект изучения термодинамики – термодинамические системы. Системы бывают : открытые, закрытые и изолированные гомогенные и гетерогенные простые и сложные Термодинамическая система – материальный объект, выделенный из внешней среды с помощью реально существующей или воображаемой граничной поверхности и способный обмениваться с другими телами энергией и / или веществом. NB! Система обязательно должна содержать большое число молекул. Системы с малым числом молекул термодинамика не рассматривает Окружающая среда Граница СИСТЕМА

5 2. Химическая термодинамика 2.1. Основные понятия Открытая система – система, обменивающаяся с окружающей средой энергией и веществом. Закрытая ( замкнутая ) система – система, которая обменивается с окружающей средой энергией, но нет обмена веществом. Изолированная система – система, которая не обменивается с окружающей средой ни энергией, ни веществом

6 2. Химическая термодинамика 2.1. Основные понятия Гомогенная система однородная система, состоящая из одной фазы, химический состав и физические свойства которой во всех частях одинаковы или меняются непрерывно, без скачков ( между частями системы нет поверхностей раздела ). Составные части гомогенной системы нельзя обнаружить ни визуально, ни с помощью оптических приборов, нельзя отделить друг от друга механическим путем. Примеры : смеси любых газов ( воздух ), смесь нефтепродуктов, оптическое стекло, истинные растворы. Гетерогенная система неоднородная система, состоящая из двух или более фаз, разделенных поверхностью раздела. Фазы могут отличаться друг от друга по составу и свойствам. Примеры : жидкость - насыщенный пар, насыщенный раствор с осадком, смесь воды и нефтепродуктов

7 2. Химическая термодинамика 2.1. Основные понятия Простая система – система, состоящая из одного вещества. Например : вода - насыщенный пар, тающий лёд Сложная система – система, состоящая из нескольких веществ. Например : воздух, раствор поваренной соли, сплавы

8 2. Химическая термодинамика 2.1. Основные понятия Состояние системы характеризуется совокупностью всех её физических и химических свойств ( объём, давление, температура, химический состав, масса и др.) Эти свойства системы связаны уравнением состояния и другими уравнениями, поэтому, для однозначной характеристики состояния системы достаточно знать не все свойства, а лишь некоторые из них. Эти свойства выбирают в качестве независимых переменных и называют параметрами состояния. Независимые переменные фиксированы условиями существования системы и не могут изменяться в пределах рассматриваемой задачи. Количество параметров, необходимое для определения состояния системы, зависит от степени её сложности. Например, для газа в качестве параметров состояния могут быть выбраны любые два из трёх : давление, объём и температура

9 2. Химическая термодинамика 2.1. Основные понятия Термодинамические параметры ( параметры состояния ) или свойства : Внешние параметры ; определяются свойствами и координатами тела в окружающей среде и зависят от контактов системы с окружающей средой ( например, массы и количества компонентов, напряженность электрического поля ); их число ограничено Внутренние параметры ; зависят только от свойств самой системы ( например, плотность, внутренняя энергия ); их число не ограничено Экстенсивные параметры ( выражают количественные характеристики системы ) – свойства, прямо пропорциональные массе системы или числу частиц ( например, объем, энергия, энтропия, энтальпия, теплоемкость, количество вещества ). Обладают аддитивностью. (additivus прибавляемый, т. е. любое экстенсивное свойство системы равно сумме соответствующих свойств её частей ). Интенсивные параметры ( выражают качественные характеристики системы ) – свойства, не зависящие от массы системы и числа частиц ( например, температура, плотность, давление, поверхностное натяжение, удельная теплоёмкость, концентрация, мольный объём, электрический потенциал ). Не обладают аддитивностью

10 2. Химическая термодинамика 2.1. Основные понятия Набор интенсивных термодинамических параметров определяет состояние системы. Для характеристики термодинамической системы необходимо, чтобы среди параметров состояния был бы один экстенсивный. Состояния термодинамических систем : Равновесное Неравновесное ( неустойчивое, лабильное ) Стационарное

11 2. Химическая термодинамика 2.1. Основные понятия Равновесное состояние – такое состояние системы, при котором её параметры ( давление, объём, температура и др.) не изменяются во времени и в ней отсутствуют потоки вещества и энергии. В равновесном состоянии не может быть таких явлений как диффузия, фазовые превращения и т. п. Механическое равновесие означает равенство давления внутри системы и внешнего давления. Тепловое равновесие означает равенство температуры во всех частях системы и в окружающей среде. Химическое равновесие – термодинамическое равновесие в системе, между компонентами которой происходят химические реакции. Параметры состояния системы при химическом равновесии не зависят от времени ; состав такой системы называется равновесным Необходимым условием для того, чтобы процесс был равновесным, является равенство интенсивных параметров, действующих на систему со стороны окружающей среды и со стороны системы на окружающую среду.

12 2. Химическая термодинамика 2.1. Основные понятия Стационарное состояние - такое состояние системы, при котором её параметры ( давление, объём, температура и др.) не изменяются во времени, но имеются потоки вещества или энергии. Если на границе системы со стороны окружающей среды поддерживаются одинаковые значения интенсивных параметров, то система с течением времени обязательно придет в состояние равновесия. Если значения интенсивных параметров неодинаковы, то система придет в стационарное состояние

13 2. Химическая термодинамика 2.1. Основные понятия Неравновесное состояние – состояние, при котором хотя бы один параметр не имеет определённого значения ( т. е. система настолько далека от равновесного состояния, что её нельзя охарактеризовать определёнными значениями температуры, давления и концентрации частиц ). Пример : система с различной температурой в разных точках. Если такую систему изолировать, то температура во всех точках системы постепенно выровняется, т. е. система придёт в равновесное состояние

14 2. Химическая термодинамика 2.1. Основные понятия Параметры состояния ( термодинамические переменные ) – макроскопические величины, которые можно экспериментально измерить : p – давление T – температура V – объем n - количество вещества Любое изменение параметров состояния является термодинамическим процессом. Изменение параметров состояния ведет к возникновению нового состояния системы

15 2. Химическая термодинамика 2.1. Основные понятия Термодинамический процесс – последовательность состояний системы, ведущих от одного начального набора термодинамических переменных к другому – конечному. Самопроизвольные процессы – для их осуществления не надо затрачивать энергию Несамопроизвольные процессы – происходят только при затрате энергии Обратимые процессы – процессы, в которых переход системы из одного состояния в другое и обратно может происходить через последовательность одних и тех же состояний, и после возвращения в исходное состояние в окружающей среде не остается макроскопических изменений Необратимые ( неравновесные ) процессы – процессы, в результате которых невозможно возвратить систему в первоначальное состояние

16 2. Химическая термодинамика 2.1. Основные понятия В ходе процесса некоторые термодинамические параметры могут быть зафиксированы : V=const, изохорный процесс P=const, изобарный процесс T=const, изотермический процесс Q=const, адиабатический процесс

17 2. Химическая термодинамика 2.1. Основные понятия Процессы в технологической практике : изобарно - изотермические (p=const, T=const). Примеры : процессы, протекающие в открытых и проточных аппаратах. изохорно - изотермические (V=const, T=const). Примеры : процессы, протекающие в автоклавах и других аппаратах с постоянным объёмом

18 2. Химическая термодинамика 2.1. Основные понятия Круговые процессы или термодинамические циклы – это процессы, в результате которых состояние системы, претерпев ряд изменений, возвращается к исходному. Параметры системы в начале и в конце кругового процесса одинаковы. Примеры : процессы, протекающие в тепловых и холодильных машинах, двигателях внутреннего сгорания

19 2. Химическая термодинамика 2.1. Основные понятия Термодинамические функции : Функции состояния ( термодинамические потенциалы ) – величины, значение которых зависит только от состояния системы и не зависит от пути, по которому это состояние получено. Их нельзя экспериментально измерить и рассчитать ; вычислить можно только их изменение. U - внутренняя энергия, Дж H - энтальпия, Дж F - свободная энергия Гельмгольца, Дж G - энергия Гиббса, Дж / моль S - энтропия, Дж / К Функции процесса – величины, значение которых зависит от пути, по которому происходит изменение системы. Q - теплота, Дж W – работа, Дж

20 2. Химическая термодинамика 2.1. Основные понятия Внутренняя энергия – полная энергия системы, складывается из кинетической энергии движения частиц, потенциальной энергии взаимодействия между ними и внутримолекулярной энергии U=U(S,V) Энтальпия – тепловая функция или теплосодержание, наряду с системой учитывает и окружающую ее среду H=H(S,p) Свободная энергия Гельмгольца - является мерой работы, которую может совершить термодинамическая система над внешними телами F=F(T,V) Энергия Гиббса - полная химическая энергия ; энергия, за счет которой система производит работу ; характер изменения энергии Гиббса позволяет судить о принципиальной возможности осуществления процесса G=G(T,p) Энтропия – мера беспорядка в системе Thermodynamik Fordert Von Unsere Studenten Häufig Päpstliche Gedanken Heutige Professoren Geben Tausende Formeln Von Unvorsellbaren Sachen Guggenheim-Quadrat

21 2. Химическая термодинамика 2.1. Основные понятия Свойства функций состояния : Бесконечно малое изменение функции f является полным дифференциалом df Изменение функции при переходе из состояния 1 в состояние 2 определяется только этими состояниями : В результате любого циклического процесса функция состояния не меняется Например,U=0; H=

22 2. Химическая термодинамика 2.1. Основные понятия Теплота – это одна из форм проявления внутренней энергии. Теплота передается в результате хаотического движения молекул / атомов. Работа – количество энергии, переданной или полученной системой путем изменения ее внешних параметров

23 2. Химическая термодинамика 2.1. Основные понятия Термодинамика основывается на двух постулатах ( исходных положениях ) и трех законах. Основной постулат термодинамики ( первое исходное положение ) Нулевой закон термодинамики ( второе исходное положение ), нулевое ( общее ) начало термодинамики, постулат о существовании температуры Первый закон ( первое начало ) термодинамики или закон сохранения энергии Второй закон ( второе начало ) термодинамики Третий закон ( третье начало ) термодинамики или закон Нернста

24 2. Химическая термодинамика 2.1. Основные понятия Основной постулат термодинамики ( первое исходное положение ): Любая изолированная система с течением времени приходит в равновесное состояние и самопроизвольно не может из него выйти. Термодинамическое равновесие предельное состояние, к которому стремится термодинамическая система, изолированная от внешних воздействий, то есть в каждой точке системы устанавливается термическое, механическое и химическое равновесие, происходит выравнивание температуры и давления, и все возможные химические реакции достигают состояния, когда в каждом элементарном химическом процессе скорость прямой реакции равна скорости обратной. Релаксация – самопроизвольный переход системы из неравновесного состояния в равновесное. Это положение не выполняется для систем астрономического масштаба ( галактик ) и микроскопических систем с малым числом частиц

25 2. Химическая термодинамика 2.1. Основные понятия Нулевой закон термодинамики ( второе исходное положение ): Если система А находится в тепловом равновесии с системой В, а та, в свою очередь, находится в равновесии с системой С, то системы А и С также находятся в тепловом равновесии ; при этом их температуры равны

26 2. Химическая термодинамика 2.2. Уравнение состояния Уравнение состояния термодинамической системы связывает внутренние переменные с внешними переменными и температурой или внутренней энергией : f(a,b,T)=0 или a=a(b,T) a – совокупность внутренних параметров b – совокупность внешних параметров T - температура

27 2. Химическая термодинамика 2.2. Уравнение состояния Термическое уравнение состояния : p=p(V,n,T) p ( давление ) – внутренний параметр V ( объем ) – внешний параметр Калорическое уравнение состояния : U=U(V,n,T) U ( энергия ) – внутренний параметр V ( объем ) – внешний параметр Если известны термическое и калорическое уравнения состояния, то можно определить все термодинамические свойства системы, т. е. получить ее полное описание

28 2. Химическая термодинамика 2.2. Уравнение состояния Уравнение состояния идеального газа или где

29 2. Химическая термодинамика 2.2. Уравнение состояния Мера неидеальности газа – фактор сжимаемости Z Для идеального газа Z=1 при любых условиях Изотермы идеального и реального газов Зависимость фактора сжимаемости некоторых газов от давления при 298 К Зависимость фактора сжимаемости N 2 от давления при разных температурах

30 2. Химическая термодинамика 2.2. Уравнение состояния Уравнения состояния реального газа Уравнение Ван - дер Ваальса Уравнение Бертло Уравнение Дитеричи первое уравнение второе уравнение Вириальное уравнение состояния В 2, В 3, … - второй, третий и т. д. вириальные коэффициенты, зависят от природы газа и температуры. В 1 =

31 2. Химическая термодинамика 2.3. Первый закон термодинамики Закон сохранения и превращения энергии для термодинамической системы Изменение Δ U внутренней энергии неизолированной термодинамической системы равно разности между количеством теплоты Q, переданной системе, и работой W, совершенной системой над внешними телами. Количество тепла, сообщенное системе, идет на приращение внутренней энергии системы и на совершение системой работы над внешними телами

32 2. Химическая термодинамика 2.3. Первый закон термодинамики Для изолированной системы Если в изолированной системе (Q = W = 0) не происходит никаких превращений энергии, кроме теплообмена между телами, входящими в эту систему, то количество теплоты, отданное охлаждающимися при этом телами, равно количеству теплоты, полученному телами, которые нагреваются. Суммарная внутренняя энергия системы при этом не меняется. Это уравнение называется уравнением теплового баланса

33 2. Химическая термодинамика 2.3. Первый закон термодинамики Для открытой системы - химическая работа, работа переноса вещества из окружающей среды в систему - химический потенциал

34 2. Химическая термодинамика 2.3. Первый закон термодинамики Невозможно существование вечного двигателя 1- го рода, который совершал бы работу, не черпая энергию из какого - либо источника. Согласно первому началу термодинамики, термодинамическая система может совершать работу только за счёт своей внутренней энергии или каких - либо внешних источников энергии. Perpetuum mobile?

35 2. Химическая термодинамика 2.3. Первый закон термодинамики Работа W – это упорядоченная форма передачи энергии от одного тела к другому, не связанная с переносом теплоты и / или вещества. Виды работы : механическая ( работа расширения ) электрическая ( работа переноса заряда ) работа изменения площади поверхности работа намагничивания вещества

36 2. Химическая термодинамика 2.3. Первый закон термодинамики Теплота – неупорядоченная форма передачи энергии от боле нагретого тела к менее нагретому, связанная с хаотическим движением частиц и не связанная с переносом вещества и совершением работы

37 2. Химическая термодинамика 2.4. Теплоемкость Теплоемкость – количество теплоты, поглощенное телом при нагревании на один градус Удельная теплоемкость - теплоёмкость единицы массы данного вещества Молярная теплоемкость - теплоёмкость 1 моля данного вещества Объемная теплоемкость

38 2. Химическая термодинамика 2.4. Теплоемкость У газов различают : изохорную теплоемкость – теплоемкость при постоянном объеме Изобарную теплоемкость – теплоемкость при постоянном давлении для одного моля идеального газа для n молей идеального газа для конденсированной фазы

39 2. Химическая термодинамика 2.4. Теплоемкость Средняя теплоемкость Истинная теплоемкость Связь между истинной и средней теплоемкостями

40 2. Химическая термодинамика 2.4. Теплоемкость Зависимость теплоемкости от температуры : Теплоемкость – экспериментально измеряемая экстенсивная величина Значения теплоемкостей многих веществ приведены в термодинамических таблицах с шагом в 100 К Или в таблицах приводят величины с р при 298 К и коэффициенты уравнения ( полинома ), описывающего её зависимость от температуры Зависимость теплоемкости от температуры описывается уравнениями где a, b, c – коэффициенты Эти уравнения пригодны только в том интервале температур, в котором они изучены экспериментально

41 Способы расчета теплоемкости 1. Правило Дюлонга - Пти : Теплоемкость c v твердых соединений приблизительно равна сумме атомных теплоемкостей ( т. е. является величиной аддитивной ); при этом для простых веществ – металлов молярные теплоемкости одинаковы и равны примерно 3R (3·8, Дж /( моль · К )). 2. Правило Неймана - Коппа : Теплоемкость c p сложного вещества равна сумме теплоемкостей образующих соединение простых веществ. 3. Мольные теплоемкости органических жидкостей рассчитывают суммированием атомно - групповых составляющих ( инкрементов ) теплоемкостей Лекция 4. Згуро А. А Химическая термодинамика 2.4. Теплоемкость

42 Теплоемкость смеси является аддитивной величиной Расчет количества теплоты