zagadnienia fizyczna.pdf

(863 KB) Pobierz
1.
TERMODYNAMIKA CHEMICZNA
a)
UKŁAD
– pewna sztucznie wydzielona część świata materialnego, która stanowi obiekt badań. Wszystko co znajduje
się poza układem to
OTOCZENIE.
•
UKŁAD ZAMNKNIĘTY
– brak przepływu masy między układem a otoczeniem.
•
UKŁAD OTWARTY
– zachodzi przepływ masy między układem a otoczeniem.
•
UKŁAD IZOLOWANY
– brak przepływu masy i energii między układem a otoczeniem.
UKŁAD IZOLOWANY ADIABATYCZNIE
– brak wymiany masy i ciepła między układem a otoczeniem, ale
zachodzi wymiana energii w innej postaci.
•
UKŁAD NIEIZOLOWANY
– zachodzi przepływ masy lub energii między układem a otoczeniem.
PARAMETRY STANU
– wielkości fizyczne określające stan układu:
3
•
ZMIENNE INTENSYWNE
– zmienne niezależne od wielkości układu i jego masy (T [K], p [Pa], d [kg/m ], c
3
[mol/m ])
3
•
ZMIENNE EKSTENSYWNE
– zmienne zależne od wielkości układu i jego masy (m [kg], V [m ], n [mol])
Dwa układy są IDENTYCZNE, gdy wartości wszystkich zmiennych stanu są dla obu układów jednakowe.
Dwa układy są PODOBNE, jeżeli wartości zmiennych intensywnych są dla obu układów jednakowe.
MOLOWA WIELKOŚĆ CZĄSTKOWA
- pochodna cząstkowa ekstensywnej funkcji termodynamicznej względem liczby
moli składnika
i
przy ustalonych warunkach zewnętrznych oraz liczbach moli pozostałych składników.
RÓWNOWAGA DIATERMICZNA
b)
I ZASADA DYNAMIKI
– zmiana energii wewnętrznej układu zamkniętego, nieizolowanego, jest równa sumie energii
dostarczonej do układu (+) i odprowadzonej z układu (-) pod jakąkolwiek postacią.
∆
,
ł ó
:
0
PRACA
– miara ilości energii przekazywanej między układami fizycznymi. Praca będzie wykonana jeśli pozwala na to
różnica ciśnień.
ENERGIA WEWNĘTRZNA
– całkowity zasób energii układu. Ciepło reakcji w stałej objętości i stałej temperaturze.
ó
IZOTERMA
– T=const:
ADIABATA POISSONA:
,
1
ł
: ∆
,
POJEMNOŚC CIEPLNA UKŁADU W STAŁEJ OBJĘTOŚCI
– ilość ciepła jaką wymienia układ z otoczeniem przy
jednostkowej zmianie temperatury w stałej objętości.
Dla gazów doskonałych:
3
POJEMNOŚC CIEPLNA UKŁADU POD STAŁYM CIŚNIENIEM
- ilość ciepła jaką wymienia układ z otoczeniem przy
jednostkowej zmianie temperatury pod stałym ciśnieniem.
,
ł
c)
:
ł
:
,
,
,
,
ENTALPIA UKŁADU
– zawartość energii w układzie. Ciepło reakcji pod stałym ciśnieniem i w stałej temperaturze.
dla gazów doskonałych:
Δ
∆
,
PRAWA KIRCHOFFA
– zależności pozwalające obliczyć ciepło reakcji w dowolnej temperaturze, gdy znane są
wartości ciepła tej reakcji w jednej temperaturze i postaci funkcji
.
,
, ∆
∆
,
∆
,
, ∆
∆
∆
∆
,
PRAWO HESSA
– wartości ciepła reakcji SA jednoznacznie określone stanem układu przed rozpoczęciem i po
zakończeniu reakcji.
∆
∆
∆
.
.
.
.
d)
ENTROPIA
– gdy układ zamknięty o temperaturze T, jednakowej w każdym jego punkcie, wymienia z otoczeniem w
procesie odwracalnym ciepło Q
el
, wówczas entropia tego układu zmienia się o wartość dS.
1) Entropia dowolnego układu w dowolnym procesie może się zmieniać z powodu transportu entropii z otoczenia
oraz produkcji entropii wewnątrz układu.
2) W procesach odwracalnych produkcja entropii jest równa 0. Sumaryczna zmiana entropii układu i otoczenia
jest równa 0.
3) W procesach nieodwracalnych produkcja entropii jest zawsze dodatnia i sumaryczna zmiana entropii układu i
otoczenia jest większa od zera.
4) W układzie izolowanym lub izolowanym adiabatycznie, mogą przebiegać samorzutnie tylko takie procesy, które
zwiększają jego entropię. Entropia układu może maleć, jeżeli równocześnie zwiększa się entropia otoczenia.
5) Jeżeli
, to proces może przebiegać samorzutnie.
TWIERDZENIE NERNSTA-PLANCKA
– dla dowolnej
substancji w postaci idealnego kryształu standardowa
entropia w temperaturze 0 K równa jest zeru.
°
0,
1
,
PRAWDOPODOBIEŃSTWO TERMODYNAMICZNE
(W)– liczba sposobów, na jakie, przypisując
poszczególnym cząstkom danego zbioru określone
wartości położeń i pędów, zrealizować można układ
charakteryzujący się określonymi wartościami
zmiennych stanu p, V, T. Jest to miara
uporządkowania układu w danym stanie i jest tym
mniejsze im wyższy stopień uporządkowania.
∆
.
.
.
.
e)
ENERGIA SWOBODNA UKŁADU:
ENTALPIA SWOBODNA UKŁADU:
PRACA MAKSYMALNA
– praca wykonana podczas izotermicznego rozprężania gazu w procesie niepowracalnym.
Gaz wykona maksymalną pracę, gdy ciśnienie zewnętrzne będzie nieskończenie mało mniejsze od ciśnienia
gazu w układzie - taka sytuacja jest stanem równowagi mechanicznej.
RÓWNANIE DE DONDERA
– gdy jedynym samorzutnym procesem jest reakcja chemiczna, produkcja entropii w
układzie musi być proporcjonalna do zmiany liczny postępu reakcji.
0
POWINOWACTWO CHEMICZNE
– miara samorzutności procesu.
∆
f)
POTENCJAŁ CHEMICZNY
– cząstkowa entalpia swobodna składnika.
WARUNEK RÓWNOWAGI CHEMICZNEJ:
∑
0
∑ ∑
WARUNEK RÓWNOWAGI FAZOWEJ:
FUNKCJE TERMODYNAMICZNE GAZU DOSKONAŁEGO:
∆
∆
,
°
, ,
/
0
°
ROZTWÓR DOSKONAŁY
– roztwór, w którym potencjał chemiczny każdego składnika spełnia w całym zakresie
stężeń zależność:
,
,
, 0
1
Standardowy potencjał chemiczny składnika roztworu można utożsamiać z potencjałem chemicznym czystego
składnika.
ROZTWÓR IDEALNIE ROZCIEŃCZONY
– roztwór, w którym dla rozpuszczalnika spełniona jest, w zakresie dużych
stężeń, zależność :
,
,
, 0
1
Dla pozostałych składników spełniona jest zależność:
,
,
, 0
1
ROZTWORY RZECZYWISTE
– roztwory niedoskonałe.
•
ATERMICZNE:
,
,
•
PRAWIDŁOWE:
,
.
IDEALNY UKŁAD ODNIESIENIA
– hipotetyczny roztwór, który przy takim samym składzie chemicznym jak roztwór
rzeczywisty zachowywałby się jak roztwór doskonały.
,
WSPÓŁCZYNNIK AKTYWNOŚCI SKŁADNIKA
– różnica między realna wartością
hipotetyczną wartością
w idealnym układzie odniesienia.
w roztworze rzeczywistym, a
,
°
°
g)
,
STAŁA RÓWNOWAGI
– współczynnik opisujący stan równowagi odwracalnych reakcji chemicznych.
,
,
Δ
°
,
Δ
°
,
,
Δ
POWINOWACTWO STANDARDOWE:
ł
:
∑ ln
W roztworach rzeczywistych:
,
,
ln
ln
RÓWNANIA IZOBARY VAN’T HOFFA
– stosowane do obliczenia ciepła reakcji na podstawie pomiarów stanów
równowagi, wykonanych w kilku temperaturach.
1
Δ
Δ
∑
∑
Δ
Δ
Δ
REGUŁA PRZEKORY
– jeżeli na układ znajdujący się w stanie równowagi działa jakiś czynnik zewnętrzny, to
powoduje on naruszenie stanu równowagi w taki sposób, jaki częściowo osłabia działanie tego czynnika.
PRAWO DZIAŁANIA MAS
– w stanie równowagi chemicznej iloczyn ułamków molowych reagentów podniesionych
do potęg równych uch współczynnikom stechiometrycznym jest wielkością niezależna od stężenia tych reagentów i
zależną od temperatury i ciśnienia – STAŁA RÓWNOWAGI.
…
,
OBLICZANIE STĘŻEŃ RÓWNOWAGOWYCH:
∑
2.
UKŁADY JEDNOSKŁADNIKOWE I ODDZIAŁYWANIA MIĘDZYCZĄSTECZKOWE
a)
ROZKŁAD SZYBKOŚCI CZĄSTECZEK
– pochodzi od Boltzmanna i Maxwella. Określa jaką część ogólnej liczby
cząsteczek stanowią cząsteczki o określonej prędkości lub określonej składowej prędkości w danym kierunku.
Liczba cząsteczek, których składowa prędkości x zawarta jest w przedziale [u, u+du], a składowe y i z mają wartości
dowolne, wynosi:
2
Cząsteczek o składowej x zawartej w przedziale [u, u+du], składowej y zawartej w przedziale [v, v+dv] i dowolnej
wartości składowej z jest:
2
Cząsteczek o sprecyzowanych wartościach wszystkich 3 składowych jest:
,
/
,
ę
, więc
4
√
Maksimum rozkładu Boltzmanna-Maxwella odpowiada
PRĘDKOŚCI NAJBARDZIEJ PRAWDOPODOBNEJ:
/
2
Krzywa rozkładu nie jest symetryczna względem maksimum – przeważają cząsteczki szybkie. Stąd ŚREDNIA
PRĘDKOŚĆ CZĄSTECZEK
jest wyższa od prędkości najbardziej prawdopodobnej.
/
8
ROZKŁAD ENERGI CZĄSTECZEK:
, więc
3
2
2
3
√2:
/
/
, ,
2
/
/
PRĘDKOŚC ŚREDNIA KWADRATOWA:
2
/
: :
8
: √3
/
CAŁKOWITA LICZBA ZDERZEŃ ZACHODZĄCYCH W JEDNEJ SEKUNDZIE:
(σ - przekrój na zderzeniu)
/
4
√2
·
2
2
ŚREDNIA DROGA SWOBODNA
– droga przebywana średnio przez pojedynczą cząsteczkę w gazie pomiędzy dwoma
zderzeniami.
1
√2
√2
√2
LICZBA ZDERZEŃ JEDNEJ CZĄSTECZKI W CZASIE JEDNEJ SEKUNDY:
8
√2
√2
b)
RÓWNANIE VAN DER WAALSA
(dla 1 mola):
TEMPERATURA BOYLE’A
– temperatura, w której gaz rzeczywisty ma właściwości zbliżone do właściwości gazu
doskonałego w granicy niskich ciśnień.
0
DOŚWIADCZENIE JOULE’A
– polegało na obserwacji zmian temperatury podczas adiabatycznego rozprężania gazu
w wyniku różnicy objętości, bez wykonywania pracy do próżni. Gaz o właściwościach zbliżonych do doskonałego nie
zmieniał temperatury, a gaz rzeczywisty ochładzał się. Miarą zmiany temperatury jest
WSPÓŁCZYNNIK JOULE’A:
ł
:
0
ZJAWISKO JOULE’A-THOMSONA
– zmiana temperatury gazu rozprężającego się w wyniku różnicy ciśnień.
Temperatura gazu w doświadczeniu zmienia się znacznie – ochładza lub ogrzewa w zależności od wyjściowej
temperatury oraz różnicy ciśnień. Zjawisko to wykorzystuje się w technologii skraplania gazów rzeczywistych.
Proces jest
IZOENTALPOWY:
H=const
Wielkość efektu cieplnego wyraża
WSPÓŁCZYTNNIK JOULE’A-THOMSONA:
:
ł
Zmiana znaku
:
zachodzi w
TEMPERATURZE INWERSJI:
0
ę
ę
0
ę
:
0
ęż
ęż
1
STAN KRYTYCZNY
– stan układu, w którym zanikają różnice we wszystkich fizycznych właściwościach faz, ciecz i
para nasycona staja się nieodróżnialne. Stan ten charakteryzują parametry krytyczne:
,
,
.
Sprężanie gazu prowadzi do skroplenia się gazu tylko w temperaturze niższej od krytycznej.
PARAMETRY ZREDUKOWANE:
ZMIENNE ZREDUKOWANE:
3
,
,
,
:
1/
,
WSPÓŁCZYNNIK ŚCIŚLIWOŚCI IZOTERMICZNEJ:
1
c)
ł
ENERGIE WEWNĘTRZNA:
PRZEMIANY FAZOWE I RODZAJU
– przemiany fazowe, które zachodzą pod danym ciśnieniem w ściśle ustalonej
temperaturze, przy czym wielkości fizyczne określone przez pierwsze i wyższe pochodne entalpii swobodnej
względem temperatury i ciśnienia (
, , , ,
itd.) wykazują nieciągłość w temperaturze przemiany.
PRZYKŁADY:
Przemiany fazowe związane ze zmiana stanu skupienia (parowanie, sublimacja, topnienie)
Wiele przemian polimorficznych
PRZEMIANY FAZOWE II RODZAJU
– przemiany, w których nieciągłości występują dopiero w II pochodnych.

Plik z chomika:

Inne pliki z tego folderu:

Inne foldery tego chomika:

Zgłoś jeśli naruszono regulamin