Практична робота №2
Термодинамічні розрахунки ймовірності протікання твердофазних реакцій у процесах спікання металургійної сировини
До найважливіших величин, що характеризують хімічні системи, відносятся: внутрішня енергія U, ентальпія Н, ентропія S й енергія Гіббса (ізобарно-ізотермічний потенціал) G. Всі ці величини є функціями стану, тобто залежать тільки від стану системи, але не залежать від способу, яким цей стан досягнутий.
При екзотермічних реакціях (тепло виділяється) внутрішня енергія системи зменшується (AU<0). Якщо внутрішня енергія системи зростає ( ) , то процес супроводжується поглинанням енергії із зовнішнього середовища (ендотермічні реакції).
Якщо в результаті хімічної реакції система поглинула тепло Q і зробила роботу А, то зміна внутрішньої енергії має такий вигляд U = Q - А.
Відповідно до закону збереження енергії, U залежить тільки від початкового й кінцевого станів системи, але не залежить від способу здійснення процесу (реакції). Навпроти, Q й А будуть розрізнятися залежно від способу здійснення процесу (функцією стану є тільки різниця Q й А, але не кожна з них окремо).
Якщо реакція протікає при постійному об’ємі ( V = 0, ізохорний процес), то робота розширення системи (А = P* V) дорівнює нулю. Якщо при цьому відбуваються й інші види роботи, наприклад електрична, то U = QV, де Qv - тепловий ефект реакції (тобто кількість поглиненою системою теплоти), що протікає при постійному обсязі. Для екзотермічної реакції Qv < 0, для ендотермічної Qv > 0.
Для ізобарного процесу ( = 0), більше характерного для хімічних реакцій, зручніше користуватися не U, а Н = U+P V.
При постійному тиску Н = U+P V .
Якщо при цьому ніякі інші роботи не відбуваються, Н = Q , де Q -тепловий ефект реакції, що протікає при постійному тиску.
Стандартний стан речовини при даній температурі - його стан у вигляді чистої речовини при нормальному атмосферному тиску 101325 Па, або 760 мм.,рт.,ст. стандартні умови протікання реакції —> стандартні зміни відповідних величин U0 і Н0 [кДж].
Стандартна ентальпія реакції утворення 1 моля даної речовини із простих речовин звичайно виражається в кДж/моль.
Закон Гесса (1840р.): Тепловий ефект хімічної реакції залежить тільки від початкового й кінцевого станів речовин, що беруть участь у реакції, і не залежить від проміжних стадій процесу. Наслідок: Стандартна зміна ентальпії хімічної реакції дорівнює сумі стандартних ентальпій утворення продуктів реакції за винятком суми стандартних ентальпій речовин, що утворилися, [аналогічно для S й G].
Направлення мимовільного протікання хімічних реакцій визначається спільною дією двох факторів: 1) тенденцією до переходу системи в стан з найменшою внутрішньою енергією (ентальпіею); 2) тенденцією до досягнення найбільш ймовірного стану, що може бути реалізовано найбільшим станом рівноймовірних способів (мікростанів).
Мірою першою (проявляється при всіх температурах однаковою мірою) тенденції є H( U) - зменшення яких сприяє мимовільному плину ізобарного процесу (екзотермічний процес).
Мірою другою (проявляється тим сильніше, чим вище температура) тенденції є S [Дж/мольК] = Qобр/T., S = klg, де k - коефіцієнт пропорційності; W - число рівноймовірних мікроскопічних станів, якими може бути реалізований даний макростан.
S зростає з підвищенням температури, при переході від кристалічного стану в рідкий й далі в газоподібний; при збільшенні числа газових молекул у долі реакції.
У відмінності від ентальпії , ентропія утворення простої речовини не дорівнює нулю. ............
