1.1. Термодинамические системы и их свойства
Химическая термодинамика
ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СИСТЕМЫ
Гетерогенные
Идеализированные модели реального строения систем
Химическая термодинамика
закрытые системы – обмен энергией
изолированные системы
Химическая термодинамика
ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
Химическая термодинамика
ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
Экстенсивные свойства характеризуют
некоторую конечную область системы
Примеры экстенсивных свойств: объем, масса, энергия, …
Интенсивные свойства выражают
физико-химическую индивидуальность объекта
Экстенсивные свойства характеризуют
образец вещества в целом
Химическая термодинамика
1. Основные понятия и определения
1.1. Термодинамические системы и их свойства
ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
Фаза – совокупность всех гомогенных частей системы, одинаковых по составу
и по всем химическим и физическим свойствам, не зависящим от количества вещества,
и отграниченных друг от друга поверхностями раздела,
на которых все свойства фазы резко меняются
Химическая термодинамика
1.1. Термодинамические системы и их свойства
Выделяют
Независимые переменные – те, что относительно легко измерить (температура, давление, …)
Функции – те, что легче
рассчитать (внутренняя энергия, энтропия, …)
Химическая термодинамика
1. Основные понятия и определения
1.1. Термодинамические системы и их свойства
Химическая термодинамика
Теплота – не упорядоченная (микрофизическая) форма обмена энергии между системами вследствие хаотического
(теплового) движения частиц
Виды работы (обобщенные термодинамические силы)
- вектор обобщенных сил
- вектор обобщенных координат
- механическая работа
- работа сил поверхностного натяжения
- коэффициент поверхностного натяжения
- площадь поверхности
Химическая термодинамика
Интегральная форма
Соглашение:
1. положительной считается работа, совершаемая системой над окружающей средой
2. положительным считается количество теплоты, полученное системой из внешней среды
W>0
Q>0
2. Законы термодинамики
2.1. Первый закон термодинамики
Дифференциальная форма
Химическая термодинамика
2. Законы термодинамики
2.1. Первый закон термодинамики
Химическая термодинамика
Химическая термодинамика
2. Законы термодинамики
2.1.1. Теплоемкость и энтальпия
Химическая термодинамика
2. Законы термодинамики
2.1.1. Теплоемкость и энтальпия
Теплота горения – тепловой эффект реакции окисления данного соединения кислородом с образованием высших оксидов соответствующих элементов
или соединений этих оксидов
Теплота образования – тепловой эффект реакции образования данного соединения из простых веществ, отвечающих наиболее устойчивому состоянию элементов
при данных температуре и давлении
В связи с тем, что тепловые эффекты реакции зависят от условий (температура, давление) их проведения, то в целях единообразия условились относить температуры теплот образования к температуре 298 К и давлению 1 атм.
Второе следствие из Закона Гесса
Тепловой эффект реакции равен разности между суммой теплот образования продуктов реакции и суммой теплот образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов
Химическая термодинамика
2. Законы термодинамики
2.1.1. Теплоемкость и энтальпия
Химическая термодинамика
Виды процессов
при постоянном объеме:
при постоянном давлении:
Теплоемкость при постоянном объеме:
Теплоемкость при постоянном давлении:
2. Законы термодинамики
2.1.1. Теплоемкость и энтальпия
Химическая термодинамика
Закон Кирхгоффа Температурный коэффициент теплового эффекта процесса равен изменению теплоемкости системы,
происходящему в результате процесса
сP
ΔH
Химическая термодинамика
2. Законы термодинамики
2.2. Второй закон термодинамики
Химическая термодинамика
2.2.1. Формулировка второго закона термодинамики
Рудольф Клаузиус (самая лаконичная формулировка первого и второго законов термодинамики): «Энергия мира постоянна,
энтропия мира стремится к максимуму»
(обратимый процесс)
(необратимый процесс)
Количественное выражение второго закона термодинамики
2. Законы термодинамики
2.2. Второй закон термодинамики
Химическая термодинамика
⇒ Энтропия – мера неупорядоченности системы
Людвиг Больцман
– термодинамическая вероятность данного состояния системы при определенном запасе внутренней энергии U и объеме V
– постоянная Больцмана, равная 1.3810-23 Дж/K
Химическая термодинамика
E6
E5
E4
E3
E2
E1
E0
E0
E3
E6
Общий запас энергии = E6
S1 1 2 Химическая термодинамика
Химическая термодинамика
постулат Планка
третий закон термодинамики
Sреальных кристаллов≠ 0
Химическая термодинамика
Энтропия возрастает при растворении твердого или жидкого вещества, причем чем больше степень диссоциации, тем заметнее увеличивается энтропия
Чем сложнее состав вещества, тем больше его энтропия
В химических реакциях энтропия возрастает, если в результате их протекания увеличивается количество газообразных веществ
Химическая термодинамика
Теплота более холодного из участвующих в процессе тел не может быть источником работы (У. Томсон)
В изолированных системах самопроизвольно идут процессы при которых происходит увеличение энтропии (ΔSизол>0)
т.е. процессы протекают самопроизвольно лишь в сторону менее упорядоченного состояния, т.е. нарастания беспорядка и увеличение энтропии является критерием самопроизвольного протекания процессов, но только в изолированных системах
Химическая термодинамика
2H2(г)+O2(г)=2H2O(г)
Энтропия уменьшается, но выделяется большое количество теплоты
ΔS<0, ΔH<0
т.е. самопроизвольному протеканию процесса способствует уменьшение энтальпии
NH4Cl(тв) + aq=NH4+(р) + Cl-(р)
Этот процесс сопровождается понижением температуры (поглощением теплоты) и увеличением энтропии
ΔS>0, ΔH>0
причем главную роль играет последний фактор
Химическая термодинамика
ΔG = (ΔH-TΔS)<0
Изменение энергии Гиббса
при P=const и T=const определяет самопроизвольность процесса
ΔU = Q – Aрасш+ E
Если процесс обратимый, то согласно II закону термодинамики
ΔU = TΔS – Aрасш+ E
При P=const
E = ΔU +PΔV – TΔS =ΔG
Величина ΔG характеризует ту часть изменения внутренней энергии, которая может быть превращена в полезную работу
Химическая термодинамика
ΔF < 0
G
α
αравн
Равновесие (ΔG = 0)
Состояние системы, которому соответствует ΔG = 0 называют состоянием равновесия
В неизолированных системах процесс протекает самопроизвольно если ему соответствует уменьшение энергии Гиббса
Химическая термодинамика
Для конденсированного состояния под активностью понимают отношение его концентрации к концентрации в стандартном состоянии
т.к. стандартное состояние это то, для которого p = 1,
то
численно равно давлению, выраженному в атмосферах
это можно показать дифференцируя уравнение G=U+PV-TS
Химическая термодинамика
j – продукты реакции;
i – исходные вещества;
ν – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции;
Изотерма химической реакции
Химическая термодинамика
Химическое и фазовое равновесие
Химическое и фазовое равновесие
Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать внешнее воздействие,
то в результате протекающих в ней процессов
положение равновесия смещается в сторону,
ослабляющую это воздействие
Принцип подвижного равновесия Ле Шателье
K – зависит от температуры
Химическое и фазовое равновесие
Наличие единого уравнения состояния -
необходимый признак отдельной фазы
Анри Луи Ле Шателье
Николай Семёнович
Курнаков
Физико-химический анализ -
экспериментальный инструмент построения геометрической или аналитической модели
функции состояния системы
Дж. У. Грейг
Р. Рой
А. Муан
Р. Кан
Н. А. Торопов
Ф. Я. Галахов
В. Юм-Розери
СОСТАВ – СВОЙСТВО
Хенрик Розебом
Якоб Вант-Гофф
Д.П. Коновалов
Жидкость
плавление
кристаллизация
Жидкость
Пар
испарение
конденсация
Твердое вещество (I)
Твердое вещество (II)
полиморфный переход
(I)→(II)
полиморфный переход
(II)→(I)
Условием фазового равновесия является
равенство энергии Гиббса нулю ΔG=0
Для фазового равновесия соблюдается принцип Ле Шателье
Число степеней свободы в гетерогенной системе равно числу компонентов, плюс число внешних условий и минус число фаз
где С – число степеней свободы;
К – число компонентов;
Ф – число фаз
С=K+n-Ф
Число степеней свободы – число независимых параметров состояния системы, которые можно изменять независимо друг от друга
Фаза – вещество или раствор, все составные части которого описываются одним и тем же уравнением состояния
Компоненты – вещества, которые необходимы и достаточны для определения состава и свойств любых фаз системы
Принцип соответствия. Каждой совокупности фаз, находящихся в данной системе в равновесии в соответствии с правилом фаз, на диаграмме отвечает определенный геометрический образ
Основные принципы физико-химического анализа
(Н.С. Курнаков)
Принцип непрерывности. При непрерывном изменении параметров, определяющих состояние системы, свойства отдельных ее фаз изменяются непрерывно. Свойства системы в целом изменяются также непрерывно, но при условии, что не возникают новые фазы и не исчезают старые; если же число фаз меняется, то изменяются и свойства системы, причем, как правило, скачкообразно
Принцип совместимости. Любой набор компонентов, независимо от их числа и физико-химических свойств, может составить систему. Диаграмма состояния любой общей системы содержит все элементы диаграммы состояния частных систем
(Я.Г. Горощенко)
Фазовая диаграмма (диаграмма состояния) - диаграмма, по которой можно определить условия устойчивости фаз и фазового равновесия
Физико-химический анализ
СКФ
Фазовые диаграммы
К – критическая точка
Фазовые диаграммы
L + B + A
Tmin=
Teut A-B,С
αA, eut A-B,C
1
2
3
Политермическое сечение
B
A
C
Проекция поверхности ликвидуса
EABC
EBC
EAC
EBA
Фазовые диаграммы
Модули обработки
и визуализации данных
Подпрограммы расчета
и прогнозирования
Подпрограммы автоматизации решения практических задач
Система многокритериального поиска и сравнения
Фазовые диаграммы
Точечные включения графита
Высокопрочный чугун
Перлитный ковкий чугун
Шаровидные включения графита
Хлопьевидные включения графита
Пластинчатые включения графита
Пластинчатые включения графита
После травления
Фазовые диаграммы
Если не удалось найти и скачать доклад-презентацию, Вы можете заказать его на нашем сайте. Мы постараемся найти нужный Вам материал и отправим по электронной почте. Не стесняйтесь обращаться к нам, если у вас возникли вопросы или пожелания:
Email: Нажмите что бы посмотреть