Шпоры по физической и коллоидной химии для студентов факультета пищевых производств - файл 1-7.docx

приобрести
Шпоры по физической и коллоидной химии для студентов факультета пищевых производств
скачать (1544 kb.)
Доступные файлы (4):
1-7.docx27kb.30.05.2011 20:51скачать
n2.jpg575kb.29.05.2011 23:49скачать
n3.jpg631kb.29.05.2011 23:49скачать
21-56.docx406kb.04.06.2011 03:24скачать
Победи орков

Доступно в Google Play

1-7.docx



1.Термодинамика изучает взаимные превращения различных форм энергии.

Химическая термодинамика изучает превращение энергии химических процессах, а так же энергетические характеристики веществ.

Энергия-это мера способности тела совершать работу.

Из всех форм энергии для характеристики химических процессов наиболее важное значение имеет внутренняя энергия системы.

Изменение внутренней энергии системы

▲U=U2-U1

Системой называется отдельное тело или группа тел, находящихся во взаимодействии и условно обособленных от окружающей среды.

Системы могут быть: -изолированные; -закрытые; -открытые.

Система может быть гомогенной и гетерогенной.

Состояние системы –совокупность физических и химических свойств, характеризующих эту систему.

Состояние термодинамической системы характеризуется термодинамическими параметрами. К термодинамическим параметрам относятся температура, давление, объем, концентрация и др.

Процесс-изменение одного или нескольких параметров системы.

Процессы бывают:

-изотермические(протекающие при постоянной температуре)

-изобарические(протекающие при постоянном давлении)

-изохорические(протекающие при постоянном обьеме)

-адиабатические(протекающие при постоянстве внутренней энергии)

-политропические(характеризующиеся постоянной теплоемкостью)

2.Теплоемкостью называют количество теплоты, необходимое для нагревание массы вещества на 1 К.

Различают удельную и молярную теплоемкости

Удельной теплоемкостью с называется количество теплоты необходимое для нагревания единицы массы вещества на 1 ,а моляль ной теплоемкостью С-количество теплоты, необходимое для нагревания одного моля вещества на 1К.

Различают истинную и среднюю теплоемкости.

Истинной теплоемкостью называют отношение бесконечно малого количества теплоты, которое нужно подвести к одному молю вещества, к бесконечно малому приращению температуры, которое при этом наблюдается С=

Средней молярной теплоемкостью в интервале температур от Т1 до Т2 называют отношение конечного количества теплоты, подведенного к одному молю вещества, к разности температур

Т2-Т1:

Уравнение Майера: Cp = Cv + R.  Оно показывает, что расширение моля идеального газа при постоянном давлении и изменении его температуры на 1 Кельвин требует дополнительного, по сравнению с изобарическим расширением, количества теплоты, необходимого для совершения работы.

Коэффициент Пуассона Для твердого тела можно ринять Ср=Сv . Отношение теплоемкости наывается коэффициентом Пуассона или показателе адиабаты

К=

Теплоемкость зависит от температуры, как правило она увеличивается при повышении температуры

Ср=а+вТ+с+

3.Первое начало термодинамики

Система находящаяся в равновесии имеет одинакову постаянную t, во всех своих частях, и наоборот, если система имеет t одинаковую во всех своих частях, то она находится в термодинамическом равновесии.

Этот закон сформулирован как закон сохранения энергии. Энергия подводимая к системе идет на изменение внутренней энергии и на совершении работы Q=▲U+W.

Энтальпия- функциональное состояние системы которая показывет количество всех видов энергии в системе при данных условиях. H=U+pV-для термодинамических систем.

Изменение энтальпии системы:

▲H=H2-H1-теоретически

▲H=Cp*▲t*m

4.Второе начало термодиамики определяет направление превращения энергии, т есть указывает, какй процесс может протекать самопроизвольно при данных условиях.

Для газообразных систем:

H=G+TS, где G-свободная энергия Гиббса, это часть энергии, которую можно отнять;

TS-связанная энергия системы.

Для твердых и газообразных систем:

U=F+T*S,

где F- свободная энергия Гельмгольца, та часть энергии которую можно превратить в другие виды энергии.

Энтропия (S)- функция состояния системы, которая характеризует степень хаотчности распространения частиц в системе(относится экстенсивным параметрам).

Энтропия зависит от агрегатного состояния Sтв< Sж < Sг, но значение зависит от сложности молекул. В закрытых и открытых системах, может идти как с возрастанием , тка и с уменьшением.

Энтальпия (Н), свободная Энергия Гиббса и энтропия(S) являются функциями состояния системы. Можно определить величину изменения свободной энерги ▲G

▲G=▲Н-Т*▲S

В отличии от термодинамических функций Н и G, абсолютную величину энтропии веществ можно определить по уравнению Больцмана. Для 1 моля вещества оно имеет вид: S=R*ln*W, где W- вероятность состояния системы.Для реальных веществ S=2…700 Дж/моль*К.

5.Нулевое начало начало термодинамики. (общее начало термодинамики) — физический принцип, утверждающий, что вне зависимости от начального состояния изолированной системы в конце концов в ней установится термодинамическое равновесие, а также что все части системы при достижении термодинамического равновесия будут иметь одинаковую температуру. Тем самым нулевое начало фактически вводит и определяет понятие температуры. Нулевому началу можно придать чуть более строгую форму: Если система  A  находится в термодинамическом равновесии с системой B, а та, в свою очередь, с системой C, то система A находится в равновесии с C. При этом их температуры равны.

М.Планк сформулировал недоказыемое положени, не вытекающее из первых 2-х законов термодинамики, которое в последствии было названо постулатом Планка или третьим начлом термодинамики: любое вещество имеет определенную положительную энтропию, но при абсолютном нуле энтропия может стать равной нулю, и она равна нулю для чисты, совершенно кристалических вещевств.(1)

Для процессов была сформулирована тепловая теорема Нернста: Изменение энторпии многих химических реакций вблизи абсолютного нуля пренебрижимо мало

(2)

Формула (1) обьясняет третье начало термодинамики, т.к. при абсолютном нул нет никакого начала системы, то W=1, тогда S=Rln1=0.
6.Энергетические параметры веществ.

В процессы происходящие в многокомпонентных системах, зависят от энергетических характеристик веществ, эти парметры приводятся в справочниках.

  1. Теплота образования обр

Это количество теплоты которое выделяется, или поглащается, при образовании 1 моль вещества, из постых веществ в стандартных условиях,(1атм, 298К)

Если вещества являются электролитом, то ▲Нобр его в растворе определяют как сумма теплот образования ионов этого электролита. При этом ▲Нобр ионов воде принято считать равным нулю.

  1. Теплота сгорания вещества

Это количество теплоты, которое выделяется при полном окислении 1 моль вещества

  1. Абсолятная энтропия вещества () энтропия 1 моль вещества определяется в стандартных условиях.

  2. Свободная энергия образования вещества()- это изменение свободной энергии Гиббса при образовании 1 моль слоного вещества из простых веществ в стандартных условиях. ▲Gобр=0-для простых веществ.



7.Термохимия позволяет вычислять тепловые эффекты процессов, для которых отсутствуют эксперементальные данные. Большое практическое значение имеют расчеты тепловы эффектов химических реакций по теплотам образования и сгорания. Теплотой образования называют тепловой эффект при бразовании из простых веществ одного моля соединения. Для вычисления тепловых эффектов пользуются правилом, которое вытекает из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции равен разности межу суммой теплот образования продуктов реакции и суммой теплот образования исходных веществ.

Тепловые эффекты хим. Реакций определяют опытным путем-клориметром. Вычисляют теоретически путем




Учебный материал
© nashaucheba.ru
При копировании укажите ссылку.
обратиться к администрации