Конспект лекций для бакалавров по направлению «металлургия» профиль «Технология литейных процессов»

Вид материала

Конспект

Содержание

Каждое состояние системы может быть охарактери- зовано определенной вероятностью.

Подобный материал:

«теория литейных процессов», 20.07kb.
Рабочая программа дисциплины по выбору для подготовки бакалавров по направлению 080600, 279.05kb.
Учебный план подготовки бакалавров по направлению 150400. 62 Металлургия, 428.23kb.
Программа вступительного испытания по направлению «Металлургия», 51.65kb.
Аннотация рабочей программы дисциплины «Международный маркетинг» по направлению 080100., 49.47kb.
Аннотация дисциплины «технологическое оборудование литейных цехов», 30.22kb.
Конспект лекций Для студентов вузов Кемерово 2006, 1068.06kb.
Аннотации рабочих программ дисциплин подготовки бакалавров по направлению 150400., 1630.48kb.
Конспект лекций по дисциплинам «Информатика и компьютерная техника», 550.15kb.
Конспект лекций по направлению "Ядерная физика и технологии" для бакалавров 1 курса, 782.71kb.

1 2 3

Лекция №4

Влияние температуры на тепловой эффект (энтальпию) реакции

Вывод уравнения зависимости энтальпии реакции от температуры
Анализ уравнения температурной зависимости
Графическая интерпретация
Температурная зависимость теплоемкости
Примеры расчетов

Вывод уравнения зависимости

от

продифференцируем это равенство по температуре

- разность теплоемкостей продуктов реакции и исходных веществ

Для реакции

Уравнения зависимости теплового эффекта реакции и энтальпии реакции от температуры. Дифференциальная форма записи.

Анализ уравнений

Уравнения позволяют оценить характер зависимости

от температуры, т.е. выяснить как ведут себя эти величины с ростом температуры.

Как это сделать?

В левой части этих уравнений стоят производные. По знаку этих производных можно судить о том как меняется функция (

или

) при изменении аргумента (

)

Если

при

Если

при

Знак этих производных определяется знаком

.

Знак

зависит от соотношения величин теплоемкостей продуктов реакции и исходных веществ

Таким образом, тепловой эффект реакции с ростом температуры может и возрастать и убывать.

Характер зависимости (возрастание или убывание) определяется знаком

.

Для расчетов полученные уравнения должны быть проинтегрированы






Пусть

В стандартных условиях ()

Уравнения

носят названия уравнений Кирхгоффа

Уравнения Кирхгоффа описывают зависимость от температуры теплот любых физико-химических процессов:

Химических реакций;
Фазовых переходов;
Кристаллизации;
Растворения

Для испарения

Для расчетов энтальпии реакции при любой температуре

нужно знать:

Энтальпию реакции при . Рассчитывается на основании следствия из закона Гесса по стандартным энтальпиям образования веществ.
Математическое выражение подынтеграль- ной функции .

Зависимость теплоемкости от температуры

Для аппроксимации экспериментальных данных используются интерполяционные уравнения.

- линейная зависимость

Уравнения относятся к истинным мольным теплоемкостям

Вещество		Температурный интервал

	30,00	10,71	0,33	-	298-2500
	17,45	60,46	-	1,117	298-1500

Примечание

Примеры расчетов.

Пример 1. Пользуясь справочными данными, найти уравнение зависимости энтальпии образования от температуры. Рассчитать значение

при 1000

- реакция образования

(

- нет)

На основании следствия из закона Гесса:

-821,32

= -821320

Изменение теплоемкости в ходе этой реакции:

Уравнение зависимости

от

Комментарии:

Правильная запись реакции образования.

(

продукта реакции)

Перевод величины из в обязателен.

Пример 2.

Пользуясь справочными данными, рассчитайте теплоту образования

при постоянном объеме и 500

.

Величину

в интервале 298-500

считать постоянной.

	0	0	-1117,71
	25,51	28,22	104,72

-1117710

-104031,5

Пример 3

Как изменится теплота образования при повышении температуры. Теплоемкости веществ считать постоянными

25,51 28,22 51,07

т. к.

теплота образования при повышении

температуры увеличится.

Выводы:

Дано термодинамическое обоснование методов расчета теплот химических реакций
Рассмотрены и проанализированы необходимые уравнения.

Лекция №5

Второй закон термодинамики

Проблема, решаемая II законом
Самопроизвольные и несамопроизвольные процессы
Статистическое обоснование
Термодинамическая вероятность и энтропия системы
Математическое выражение II закона
Расчет изменения энтропии при различных процессах
Комментарии
Примеры расчетов
Неизолированные системы

«рисунок»

Процесс не противоречит I закону термодинамики

В каком направлении пойдет реакция?

Второй закон термодинамики решает проблему предсказания возможности протекания процесса в данных условиях.

Неклассическое обоснование II закона.

Все происходящие в природе процессы отличаются определенной направленностью. Они совершаются сами собой (т.е. протекают самопроизвольно) только в направлении достижения равновесия.
Критерий, позволяющий отнести любой процесс к типу самопроизвольных или несамопроизвольных, может служить критерием, позволяющим предстказывать возможность осуществления процесса в данных условиях, направление этого процесса.
Таким критерием может служить вероятность осуществления данного состояния системы
Одностороннее протекание процессов является естественным следствием молекулярной природы вещества.

Если удалить перегородку, молекулы

равномерно распределятся по всему объему.

Нельзя считать невозможным, что молекулы

в какой-то момент соберутся в одной половине сосуда. Однако вероятность такого события чрезвычайно мала.

Вероятность того, что в сосуде, содержащем смесь

произойдет такое разделение, при котором все молекулы

соберутся в одной половине, а

- в другой

ничтожно мала.

^ Каждое состояние системы может быть охарактери- зовано определенной вероятностью.

С. Больцман предложил гипотезу, согласно которой процесс протекает самопроизвольно тогда, когда конечное состояние более вероятно, чем начальное.

Равновесию отвечает наибольшая вероятность

- термодинамическая вероятность

- энтропия – функция состояния связана с термодинамическими данными

математическое

выражение II закона

= - обратимый процесс

> - необратимый

Для изолированной системы

Если система изолирована, то при необратимых процессах ее энтропия возрастает и, наоборот, если энтропия изолированной системы возрастает, то процесс необратим, т.е. протекает самопроизвольно.

- критерий, позволяющий определить направление процесса в изолированной системе.

- процесс возможен

- нет

- равновесие

Расчеты изменения энтропии при различных процессах.

1. Изохорный процесс.

Для идеального газа

2. Изобарный процесс.

- уравнение зависимости энтропии индивидуального вещества от температуры

Изменение энтропии при химической реакции.

т.к. энтропия есть функция состояния

Для любой температуры Т

уравнение зависимости изменения энтропии при реакции от температуры.

Изотермический процесс.

а) Расширение идеального газа

б) Изотермические фазовые переходы

плавление;
кристаллизация;

испарение;
сублимация

????????????????

Комментарии:

II закон термодинамики – это постулат. Что именно он постулирует в неклассическом изложении?

Существование энтропии

Каков физический смысл энтропии?

Энтропия – мера разупорядоченности равновесной макроскопической системы.

Область применения закона.

Не применим к системам микроскопического масштаба (и космического).

О тепловой смерти вселенной.

Примеры расчетов

Пример 1. Найти уравнение зависимости

от температуры для реакции

Термодинамические данные:

Пример 2. Атомная энтропия

при

равна

. При

превращается в

. Теплота, поглощаемая при этом превращении, равна

_________________________

Неизолированные системы

энергия Гельмгольца

- процесс возможен

- нет

- равновесие

энергия Гиббса

- процесс возможен

- нет

- равновесие

Свойства энергии Гиббса

1.

- функция состояния

Для процесса при

Полный дифференциал функции двух переменных

(I)

с другой стороны

т.к.

???????????????????????

(II)

сравнивая (I) и (II), получим

Уравнение зависимости энергии Гиббса от давления

Для

ид. газа при

если

, то

или

Если принять

стандартная энергия Гиббса

Выводы.

Рассмотрены термодинамические критерии, позволяющие оценить возможность протекания процесса в различных условиях.
Критерии отличаются областью применения.
Величины , , могут быть рассчитаны по термодинамическим данным.

Лекция №6

Применение II закона термодинамики к расчетам равновесий.

Химическое равновесие

«Извлечения» из курса общей химии
Термодинамическое обоснование закона действующих масс
Формулировки закона
Связь констант и
Особенности химического равновесия в гетерогенных системах
Расчет состава равновесной смеси

«Извлечения»

Как глубоко протекают химические реакции?

Что характерно для химического равновесия?
Что является количественной характеристикой химического равновесия?
Для произвольной химической реакции

протекающей в газовой фазе,

при

Закон действующих масс. Гульдберг и Вааге 1867 год.

Термодинамическое обоснование закона

- стехиометрические коэффициенты

- реагенты и продукты реакции

(неизолированная система,

)

В равновесии

стандартные энергии Гиббса при

по определению

- математическое выражение закона действующих масс

Формулировка закона:

Произведение парциальных давлений продуктов реакции в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам, деленные на произведение парциальных давлений исходных веществ, в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам, при данной температуре есть величина постоянная.
Величина , выраженная через равновесные парциальные давления в идеальной газовой смеси, есть функция только температуры и не зависит от суммарного давления и парциальных давлений в исходной смеси.

При

.

Связь величин

.

Уравнение состояния идеального газа