Основы биоэнергетики Первое начало термодинамики Изолированная Закрытая Открытая

Основы биоэнергетики. Первое начало термодинамики Изолированная Закрытая Открытая Обмен веществом отсутствует возможен Обмен энергией отсутствует возможен

Характеристики системы • Параметры состояния системы – физические величины, определяющие термодинамические свойства системы • Интенсивные параметры – величины, значения которых не зависят от массы системы. К ним относятся: температура (T), давление (p), концентрация (c), плотность (ρ) и другие. В пределах одной фазы интенсивные параметры остаются постоянными или изменяются непрерывно, а при переходе через фазовую границу – скачкообразно. При взаимодействии двух и более систем значения их интенсивных параметров усредняются. • Экстенсивные параметры – величины, значения которых зависят (пропорциональны) массе; к ним относятся: объем (V), количество вещества (ν), внутренняя энергия (U), энтальпия (H) и другие. Значения экстенсивных параметров системы равны сумме параметров всех частей системы. При взаимодействии систем их экстенсивные параметры суммируются. После отнесения к единице массы (удельные величины) или к единице количества вещества (мольные величины) экстенсивные параметры приобретают свойства интенсивных!

Характеристики системы • Функции состояния – функции независимых параметров, изменения которых в ходе процесса не зависят от пути процесса, а определяются только начальным и конечным состоянием системы. • Уравнения, связывающие функции состояния и независимые переменные, называются уравнениями состояния. Функциональные зависимости определяются на основе законов (начал) термодинамики.

уравнение состояния

состояния системы Равновесное состояние системы предполагает постоянство ее параметров во времени. Такое постоянство может достигаться по-разному: • при отсутствии потоков вещества и энергии через систему. Такое состояние не предполагает внесения в систему других веществ или изменение ее энергии и называется состоянием термодинамического равновесия. • Равновесное состояние, при котором имеются потоки вещества и энергии, называется стационарным состоянием. • Равновесное состояние, достигаемое при равенстве скоростей противоположно направленных химических процессов называется состоянием химического равновесия.

Термодинамические процессы • Переход системы из одного состояния в другое называется процессом • классификация процессов: • по постоянству независимых параметров на изотермические (идут при постоянной температуре T = const), изобарные (при постоянном давлении p = const) изохорные (при постоянном объеме V = const), адиабатические, протекающие без теплообмена с окружающей средой (Q = const).

Термодинамические процессы • по энергозатратам – на самопроизвольные и несамопроизвольные. • Самопроизвольные процессы – это процессы, не требующие воздействий на систему, связанных с передачей ей энергии в форме работы; • Несамопроизвольные процессы – это процессы, происходящие только при условии подвода к системе энергии извне.

Внутренняя энергия • внутренняя энергия (U), представляет собой сумму всех видов энергий составных частей системы, таких как кинетическая энергия хаотического движения частиц, межмолекулярная, внутриатомная и внутриядерная энергии, энергия связей, гравитационная энергия и т. д. Количество внутренней энергии зависит от состава, состояния системы.

Теплота и работа • Это формы передачи энергии. • Теплота – неупорядоченная передача энергии в результате контакта движущихся микрочастиц. • Работа – упорядоченная передача энергии, связанная с преодолением внешнего сопротивления

Теплота и работа • В качестве форм передачи энергии теплота и работа могут условно считаться как положительными, так и отрицательными

первое начало термодинамики В любом процессе сумма теплоты и работы равна изменению запаса энергии системы. U = Q – W,

энтальпия QV = Qp + p · V где QV и Qp – теплота изохорного и изобарного процессов Qp = QV + p· V = U + p· V = H энтальпия это функция состояния системы, изменение которой равно теплоте необратимого изобарно-изотермического процесса. H = U + p·V Изменение энтальпии: H = U + p· V

энтальпия Тепловой эффект реакции при условии p = const называется энтальпией реакции (обозначение Δr. H). В термодинамической системе знаков тепловой эффект считается отрицательным (Δr. H < 0) при выделении теплоты и положительным (Δr. H > 0) – при ее поглощении.

Стандартные условия • Стандартные условия – давление 101325 Па, если вещества находятся в чистом кристаллическом состоянии, или по 101325 Па для каждого компонента газовой смеси и по 1 моль/л каждого компонента в растворе. Все справочные данные также относятся к стандартной температуре 298, 15 К. Стандартные условия обозначаются верхним индексом "°" при символе термодинамической характеристики, например, ΔH° 298.

• Стандартная энтальпия образования вещества (Δf. H°) – теплота (при p = const), выделяющаяся или поглощающаяся при образовании 1 моль данного вещества из простых веществ, находящихся в стандартном состоянии. • 6 C (графит) + 6 H 2 (г)+ 3 O 2 (г)→ C 6 H 12 O 6 (тв) Δf. H°

• Стандартная энтальпия сгорания вещества Δс. H° - теплота (при p = const), которая выделяется в реакции сгорания 1 моль данного вещества в избытке кислорода. Необходимо учитывать, что конечными продуктами горения органических соединений являются газы: CO 2, H 2 O, SO 2, N 2, HHal (галогеноводороды).

термохимия • Раздел химической термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических реакций, теплоемкости веществ и теплоты фазовых переходов, а также их зависимости от различных физико-химических параметров, называется термохимия.

Закон Гесса изменение энтальпии в ходе реакции при постоянстве температуры и давления зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути превращения

Закон Гесса

Следствия закона Гесса • энтальпия реакции равна разности сумм энтальпий образования продуктов реакции и энтальпий образования исходных веществ:

Следствия закона Гесса • энтальпия разложения химического соединения равна, но противоположна по знаку, энтальпии его образования из тех же продуктов разложения, находящихся в том же состоянии и при тех же условиях, т. е. Δr. H(прямой реакции) = Δr. H°(обратной реакции) • Следовательно

• Пример. Рассчитайте стандартную теплоту реакции 2 H 2 S(г) + 6 NO(г) = 2 H 2 O(ж) + 2 SO 2(г) + 3 N 2(г). • (записываем под формулами веществ значения f. H из таблицы) • f. H , к. Дж/моль • 20, 5 -90 286 297 0 • Вычислим r. H : • r. H = [2( 286) + 2( 297)] [2( 20, 5) + 6 90] = 1665 к. Дж/моль.