Главная страница
Финансы
Экономика
Математика
Информатика
Начальные классы
Биология
Медицина
Вычислительная техника
Сельское хозяйство
Ветеринария
Дошкольное образование
Логика
Этика
Религия
Философия
История
Воспитательная работа
Социология
Политология
Физика
Языки
Языкознание
Право
Юриспруденция
Русский язык и литература
Строительство
Промышленность
Энергетика
Электротехника
Автоматика
Связь
Другое
образование
Доп
Физкультура
Технология
Классному руководителю
Химия
Геология
Иностранные языки
Искусство
Культура
Логопедия
География
Экология
ИЗО, МХК
Казахский язык и лит
Директору, завучу
Школьному психологу
Языки народов РФ
Социальному педагогу
Обществознание
ОБЖ
Механика
Музыка
Украинский язык
Астрономия
Психология

1. Термодинамическая система и окружающая среда. Термодинамическая система


Скачать 203.06 Kb.
Название1. Термодинамическая система и окружающая среда. Термодинамическая система
Анкорfkkh.docx
Дата07.06.2017
Размер203.06 Kb.
Формат файлаdocx
Имя файлаfkkh.docx
ТипДокументы
#4582
КатегорияФизика

1.Термодинамическая система и окружающая среда.

Термодинамическая система - любой объект природы, состоящий из достаточно большого количества частиц и отделённый реальной или воображаемой границей от окружающей среды.

В пределах системы между её частями осуществляется беспрепятственный энерго- и массо-обмен.

Всё, что не входит в данный момент в понятие «система», называется окружающая среда.

К окружающей среде предъявляется 1 требование: какие бы изменения в системе не происходили, в окружающей среде изменений происходить не должно. Если в системе совершается процесс- это приводит к изменению её параметров.

Термодинамика - раздел физической химии, изучающий наиболее общие свойства макроскопических систем,находящихся в состояниитермодинамического равновесияи процессы перехода между этими состояниями.

2.Изолированные, открытые и закрытые системы.

Различают 3 типа термодинамических систем:

  1. Изолированные системы - не могут обмениваться с окружающей средой ни энергией, ни массой (изолированный термостат, Вселенная в целом)




  1. Открытые системы- могут обмениваться с окружающей средой и энергией, и массой (живые объекты)



  1. Закрытые системы- могут обмениваться с окружающей средой энергией, но не массой (совокупность молекул растворённого вещества)

3.Внутренняя энергия и энтальпия

Внутренней энергией(U) - совокупность кинетической энергии движения и потенциальной энергии взаимодействия всех частей системы. Внутренняя энергия не зависит от пути, по которому идёт процесс.

Энтальпия 

Н=Е+PV -это сумма внутренней и потенциальной энергии системы. Особенность энтальпии состоит в том, что она всегда является функцией состояния, её изменения не зависят от пути процесса.

4.Теплота и работа.

Работа(А) – способ энерго обмена системы с окружающей средой при условии, что в движении частиц можно выбрать направление. Работа это способ упорядоченного энерго обмена с окружающей средой.
Теплота(Q) – это способ неупорядоченного энерго обмена системы с окружающей средой. Чтобы произошёл теплообмен необходимо про взаимодействовать частицам. Теплота как и работа не зависит от пути процесса, а определяется только начальным и конечным состояниями системы.
5.Первое начало термодинамики.
Q= ∆U+A

Теплота, проведённая к системе расходуется на изменение её внутренней энергии и на совершение этой системы работы против внешних сил.
6.Применение первого начала термодинамики для изотермического, изобарного и изохорного процессов.

1)Изобарные процессы (идут при постоянном давлении: P=const)   Q =  ΔU + p ΔV=Н; 2)Изотермические процессы (идут при постоянной температуре: T=const) U=0, Q =A т. е. все количество теплоты, сообщаемое газу, расходуется на совершение им работы против внешних сил: 

3)Изохорные процессы (идут при постоянном объёме: V=const) Q = ∆U. газ работы не совершает, система не расширяется, она =0.

7.Теплоемкость вещества.

Теплоемкостью вещества называется количество теплоты, которое нужно сообщить системе, для того чтобы её температура изменилась на градусы. С= Q / ΔT.

Теплоёмкость зависит от природы в-ва( у твердого в-ва теплоёмкость всегда меньше, чем у жидких) , количества в-ва и температуры(с ростом температуры теплоёмкость любого в-ва растёт).

8.Закон Гесса. Следствие из закона Гесса.

Qp=ΔН

Закон Гесса

Qv=ΔU

Тепловой эффект химической реакции при условии, что в системе постоянны давление и температура или объём и температура, не зависит от пути процесса, а определяется исходными в-вами.

Следствия из закона:

1)Теплота образования в-ва равна по модулю и противоположна по знаку теплоте его разложения. ( ΔН разложения = - ΔН образования )

2) Тепловой эффект хим. реакции равен сумме теплоте образования продуктов, за вычетом суммы теплоты образования исходных в-в с учётом стехиометрических реакций.

http://physchem.chimfak.rsu.ru/source/pcc/termodyn_files/1-20.gif

3)Тепловой эффект хим. реакции равен разности между суммой теплоты сгорания исходных веществ и теплоте сгорания продуктов её реакции с учётом стехиометрии.

http://physchem.chimfak.rsu.ru/source/pcc/termodyn_files/1-21.gif

9.Закон Кирхгофа.

(ΔН/Т)р=ΔСp

Тепловой эффект хим. реакции зависит от температуры если в ходе реакции меняется теплоёмкость.

10.Условия химического равновесия.

Состояние хим. равновесия - это состояние при котором хим.потенциал продуктов и исходных в-в равны между собой, с учётом стехиометрии процесса.

О химическом равновесии можно говорить при выполнении двух условий:

  1. Скорости прямой и обратной реакции равны между собой.

  2. Равновесие существует если при оказании внешнего воздействия, а затем при его снятии система возвращается в исходное состояние.


11.Закон действия масс.

При постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Например, для реакции синтеза аммиака:

N2 + 3H2 = 2NH3

закон действующих масс имеет вид:

Кс = [NH3]2 [N2][H2]3
12.Константа равновесия в гомогенной системе. Способы выражения константы равновесия.

константа равновесия  это постоянная величина, равная отношению произведений равновесных концентраций конечных и исходных участников реакции, взятых в степенях, соответствующих стехиометрическим коэффициентам

Гомогенными называются реакции, протекающие в одной фазе: в смеси газов, в жидком или иногда в твёрдом растворе.

 

Способы выражения константы равновесия

Если концентрации веществ, участвующих в реакции, выражены в молярных единицах молярности , т.е. в моль/л, то она обычно обозначается Кс http://chem-bsu.narod.ru/umk_chem_webcd/ch5/chimrav.files/image009.gif
Для гомогенной газовой реакции константу равновесия удобнее выразить через парциальные давления веществ:

http://files.studfiles.ru/2706/289/html_w1r5fqd27v.95hj/htmlconvd-e0daho_html_4480350f.gif

Иногда константу равновесия удобно выразить не через парциальные давления и концентрации, а через количества веществ: http://files.studfiles.ru/2706/289/html_w1r5fqd27v.95hj/htmlconvd-e0daho_html_m7bc471f1.gif или через соответствующие мольные доли: http://files.studfiles.ru/2706/289/html_w1r5fqd27v.95hj/htmlconvd-e0daho_html_m63492166.gif

В общем случае константы равновесия Кс, Кр, Кn и КN различны.

13.Принцип Ле-Шателье-Брауна.

если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет внешнее воздействие.

14.Уравнение изобары Вант-Гоффа.

http://files3.vunivere.ru/workbase/00/02/45/39/images/image003.png http://files3.vunivere.ru/workbase/00/02/45/39/images/image004.pngданное выражение позволяет качественно оценить влияние Т на равновесие и константу равновесия.

15.Фаза.

Фазой называется – гомогенная часть гетерогенной системы, имеющая реальную границу раздела, внутри которой все свойства могут меняться непрерывно, а при переходе через которую скачком.

16.Составляющие вещества и компоненты.

Компонентом называется – минимальное количество составляющих в-в, достаточное для описания состояния систем.

Составляющими веществами называются – вещества, входящие в состав системы, которую можно выделить обычными препаратными методами и которые могут существовать вне системы сколько угодно.

17.Правило фаз Гиббса.

Число степеней свободы равновесной термодинамической системы, на которую из внешних факторов влияют только температура и давление, равно числу независимых компонентов С=К-Ф+n(число внешних параметров)

Правило фаз показывает, что число степеней свободы возрастает с увеличением числа компонентов и уменьшается с увеличением числа фаз системы.

18.Условия фазового равновесия в системе.

В гетерогенной системе имеется фазовое равновесие, если между фазами существуют следующие виды равновесий:

Термическое (равенство температур)

Механическое (равенство давлений)

Химическое в отношении каждого компонента

19.уравнение Клайперона-Клаузиуса

http://ok-t.ru/studopediaru/baza2/3092659608497.files/image063.gif где, ΔV- изменение объёма вещества при переходе его из первой фазы во вторую, Т – температура перехода, ΔH – изменение энтропии и энтальпии вещества при переходе 1 моля вещества из одной фазы в другую

Оно позволяет оценить как меняется температура или давление при фазовом переходе при изменении 2 параметра.

20. диаграмма состояния воды

Зависимость между величинами, характеризующими состояние системы, и фазовыми превращениями в системе переход из твердого состояния в жидкое ,из жидкого в газообразное


21.Истинные растворы. Способы выражения концентрации раствора. Расчёт молярной и массовой доли вещества и молярной концентрации вещества в растворе.
http://voday.ru/wp-content/uploads/2016/01/31416119b72c3428907e4eb7bc1d3861.png

Истинный раствор - это разновидность раствора, в котором размеры частиц растворенного вещества предельно малы и сопоставимы с размером частиц растворителя.

Растворы бывают газообразные (газовые смеси), жидкие и твердые. Газообразным раствором является воздух. Морская вода – смесь солей в воде – жидкий раствор. Твердые растворы – металлические сплавы. Растворы состоят из растворителя и растворенного вещества (веществ).

Раствором называется твердая или жидкая гомогенная система, состоящая из двух или более составных частей.

Растворителем считается – в-во, определяющее агрегатное состояние раствора или в-во, которого больше по объёму или массе.

Способы выражения концентрации растворов.

Концентрация раствора – это масса или количество растворенного вещества в определенном количестве, массе или объеме раствора или растворителя.

1) Массовая доля (wi) – это масса растворенного вещества, содержащаяся в 100 граммах раствора.
2) Молярная доля(мольная) – Xi – кол-во моль компонента, содержащиеся в 1 моль р-ра.
3) Моляльная концентрация(моляльность)mi – количество молей растворенного вещества, содержащихся в 1 кг растворителя [моль/кг].
4) Молярная концентрацияСi– количество молей растворенного вещества, содержащаяся в 1 литре или в 1дм3 раствора [моль/л].
22.давление насыщенного пара. Закон Рауля.

Давление насыщенного пара растворителя над раствором прямо пропорционально его молярной доле в растворе. Pi=Pi0*Xi

23.закон Генри

При постоянной температуре парциальное давление pi растворенного вещества над его предельно разбавленным раствором пропорционально мольной доле этого вещества Xi, то есть pi= Ki*Xi, где Ki - постоянная Генри для вещества i.
24.криоскопия

Криоскопия - явление понижения температуры замерзания раствора по сравнению с чистым растворителем. При условии, что в растворе содержится нелетучее растворённое вещество.
25.эбулиоскопия

Метод исследования жидких растворов нелетучих веществ, основанный на повышении температуры кипения раствора по отношению к температуре кипения чистого растворителя.

26.осмос. осмотическое давление

Явление переноса растворителя через полупроницаемую мембрану из области с большим его содержанием в область с меньшим содержанием- осмос.

Давление, которое надо приложить чтобы переход остановить-осмотическое давление.

27.законы коновалова

Первый закон Коновалова описывает процесс фракционной перегонки: насыщенный пар по сравнению с равновесным раствором обогащён компонентом, добавление которого к системе повышает общее давление пара

Рассмотрим фазовую диаграмму при постоянном давлении для бинарной системы в координатах состав — температура:

konovalov-1.gif

Второй закон Коновалова (1881 г.) описывает растворы с отклонениями от свойств идеальных растворов и объясняет существование азеотропных растворов, состав которых при перегонке не изменяется: Экстремумына кривых полного давления пара отвечают такому равновесию раствора и насыщенного пара, при котором состав обеих фаз одинаков

28.простая и фракционная перегородка

Перегонкой называется способ очистки жидкой смести от примесей или способ разделения жидкостей на 2 чистых вещества путём кипячения с последующим отведением пара.

Если цикл кипячения отведения пара проводится однократно, то перегонка - простая, а если таких циклов несколько и они следуют последовательно друг за другом, то перегонка-фракционная.

29.экстракция,экстрагент,коэффициент распределения

Экстракция– процесс перехода из одной фазы в другую.

Коэффициент распределения показывает во сколько раз концентрация вещества в фазе экстрагента больше чем в фазе экстрактива.

Экстрагент жидкость, которая не смешивается с фазой экстрактива. Экстрагент должен характеризоваться максимальным коэффициентом распределения по извлекаемому веществу.
Экстракт- органическая фаза, отделенная от водной фазы и содержащая экстрагированные соединения.(однократная,многократная,непрерывная,противоточная).
написать администратору сайта