Работа различных процессов - раздел Химия, ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Под Названием Работы Объединяются Многие Энергетические Процессы; Общим Свойс...
Под названием работы объединяются многие энергетические процессы; общим свойством этих процессов является затрата энергии системы на преодоление силы, действующей извне. К таким процессам относится, например, перемещение масс в потенциальном поле. Если движение происходит против градиента силы, то система затрачивает энергию в форме работы; величина работы положительна. При движении по градиенту силы система получает энергию в форме работы извне; величина работы отрицательна. Такова работа поднятия известной массы в поле тяготения. Элементарная работа в этом случае:
dW = – mgdH
где m — масса тела; H — высота над начальным нулевым уровнем. При расширении системы, на которую действует внешнее давление P, система совершает работу , элементарная работа равна в этом случае PdV (V1и V2 — начальный и конечный объёмы системы соответственно).
При движении электрического заряда q в электрическом поле против направления падения потенциала j и на участке, где изменение потенциала равно dj, а также при увеличении заряда тела, имеющего потенциал j, на величину dq работа совершается над системой, величина её равна в первом случае — qdj, а во втором случае — jdq.
Аналогичным образом можно выразить работу увеличения поверхности раздела S между однородными частями системы (фазами): dW = –sdS, где s — поверхностное натяжение.
В общем случае элементарная работа dW является суммой нескольких качественно различных элементарных работ:
dW = PdV – mgdH – sdS – jdq + … (1, 11)
Здесь P, –mg, –σ, –j — силы в обобщённом смысле (обобщённые силы) или факторы интенсивности; V, H, S, q — обобщённые координаты или факторы ёмкости.
В каждом конкретном случае следует определить, какие виды работы возможны в исследуемой системе, и, составив соответствующие выражения для dW, использовать их в уравнении (I, 3). Интегрирование уравнения (I, 11) и подсчет работы для конкретного процесса возможны только в тех случаях, когда процесс равновесен и известно уравнение состояния.
Для очень многих систем можно ограничить ряд уравнения (I, 11) одним членом — работой расширения.
Работа расширения при равновесных процессах в зависимости от их особенностей выражается различными уравнениями, вытекающими из уравнения состояния. Приведем некоторые из них:
1) Процесс, протекающий при постоянном объёме (изохорный процесс; V = const):
(I, 12)
2) Процесс, протекающий при постоянном давлении (изобарный процесс; P = const):
W = = P(V2 – V1) = PDV (I, 13)
3) Процесс, протекающий при постоянной температуре (изотермический процесс, T = const). Работа расширения идеального газа, для которого PV = nRT:
(I, 14)
Отметим одно существенное обстоятельство. Расширение газа — неравновесный процесс, он протекает с конечной скоростью. В результате в объеме газа возникает турбулентность. При этом давление в отдельных частях системы оказывается различным и перестает быть параметром, определяющим её состояние. Следовательно, в общем случае применение предложенных уравнений для вычисления работы процесса расширения оказывается некорректным.
Тем не менее, указанный процесс может быть осуществлен бесконечно медленно через непрерывный ряд состояний, бесконечно близких к равновесным состояниям, причем не только в прямом, но и обратном направлении.
Рис.3. График процесса расширения и сжатия газа при неравновесных (а, б) и равновесных (квазистатических) (в) условиях.
Рассмотрим расширение газа в цилиндре с подвижным поршнем. Допустим, что поршень нагружен гирьками с одинаковым весом (внешнее давление). Точкой М (рис.3а) представим исходное равновесное состояние системы. После снятия одной гирьки давление и объём газа в системе скачкообразно изменятся. Новое равновесное состояние, в которое придет система после снятия первого груза, обозначим точкой 1. После снятия второго груза давление и объём опять изменятся и система снова перейдет в состояние равновесия (точка 2). Допустим, что данная операция повторяется четыре раза, тогда изменения давления и объёма системы изобразятся нижней ломаной линией MN, где точка N — конечное равновесное состояние системы. Площадь между нижней ломаной линией MN и осью абсцисс будет равна совершенной (полученной) работе в процессе расширения газа.
Теперь проведем обратный процесс — будем постепенно нагружать поршень гирьками и тем самым сжимать газ. Процесс сжатия газа изобразится верхней ломаной линией MN (рис.3а). Площадь между ней и осью абсцисс будет равна работе, затраченной на сжатие газа. Из рисунка следует, что полученная работа меньше затраченной работы. Их разность равна площади, заключенной между верхней и нижней ломаными линиями.
Проведем процесс расширения и сжатия газа в цилиндре по-иному: величину каждого груза уменьшим, например, вдвое, а общее внешнее давление оставим неизменным.
Полученная работа, как это следует из рисунка 3б, при этом увеличится, а затраченная на сжатие газа работа, наоборот, уменьшится. Уменьшится и разность между этими работами.
Из рассмотренных здесь двух процессов расширения и последующего сжатия газа вытекает: если внешнее давление изменится на бесконечно малую величину dP, то ломаные линии прямого и обратного процессов практически совпадут с кривой MN (рис.3в). Полученная работа при расширении газа будет максимальной, а затраченная работа при сжатии газа будет минимальной. Их разность будет стремиться к нулю. Число точек на линии MN, отвечающих промежуточным состояниям равновесия, будет бесконечно большим. Следовательно, процесс сжатия и расширения газа в последнем случае окажется бесконечно медленным и будет непрерывно проходить через состояния, бесконечно близкие к равновесным, что отвечает определению равновесного (квазистатического) процесса.
Внешнее давление при квазистатическом процессе на бесконечно малую величину dP отличается от внутреннего давления в системе, которое может быть вычислено из уравнения состояния, например, для идеального газа — из уравнения состояния Менделеева‑Клапейрона.
Если Вам нужно дополнительный материал на эту тему, или Вы не нашли то, что искали, рекомендуем воспользоваться поиском по нашей базе работ:
Работа различных процессов
Что будем делать с полученным материалом:
Если этот материал оказался полезным ля Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:
Предмет физической химии и её значение
Взаимосвязь химических и физических явлений изучает физическая химия. Этот раздел химии является пограничным между химией и физикой. Пользуясь теоретическими и экспериментальными методами об
Краткий очерк истории развития физической химии
Термин «физическая химия» и определение этой науки впервые были даны М.В.Ломоносовым, который в 1752-1754 гг. читал студентам Академии наук курс физической химии и оставил рукопись этого курса «Вве
Энергия. Закон сохранения и превращения энергии
Неотъемлемым свойством (атрибутом) материи является движение; оно неуничтожимо, как и сама материя. Движение материи проявляется в разных формах, которые могут переходить одна в другую. Мерой движе
Предмет, метод и границы термодинамики
Сосредотачивая своё внимание на теплоте и работе, как формах перехода энергии при самых различных процессах, термодинамика вовлекает в круг своего рассмотрения многочисленные энергетические зависим
Теплота и работа
Изменения форм движения при его переходе от одного тела к другому и соответствующие превращения энергии весьма разнообразны. Формы же самого перехода движения и связанных с ним превращений энергии
Эквивалентность теплоты и работы
Постоянное эквивалентное отношение между теплотой и работой при их взаимных переходах установлено в классических опытах Д.П.Джоуля (1842-1867). Типичный эксперимент Джоуля заключается в следующем (
Внутренняя энергия
Для некругового процесса равенство (I, 1) не соблюдается, так как система не возвращается в исходное состояние. Вместо этого равенства для некругового процесса можно записать (опуская коэффициент
Первый закон термодинамики
Первый закон (первое начало) термодинамики непосредственно связан с законом сохранения энергии. Он позволяет рассчитывать баланс энергии при протекании различных процессов, в том числе и химических
Уравнения состояния
Многие свойства системы, находящейся в равновесии, и составляющих её фаз являются взаимозависимыми. Изменение одного из них вызывает изменение других. Количественные функциональные зависимости межд
Теплоёмкость. Вычисление теплоты различных процессов
Опытное определение удельной (с) или мольной (С) теплоёмкости тела заключается в измерении теплоты Q, поглощаемой при нагревании одного грамма или одного моля вещества н
Калорические коэффициенты
Внутренняя энергия системы U, будучи функцией состояния, является функцией независимых переменных (параметров состояния) системы.
В простейших системах будем рассматривать внутренню
Адиабатические процессы в газах
Говорят, что термодинамическая система совершает адиабатический процесс, если он обратим и если система термически изолирована, так что во время процесса не происходит теплообмена между системой и
Энтальпия
Уравнение первого закона термодинамики для процессов, где совершается только работа расширения, приобретает вид:
δQ = dU + PdV (I, 51)
Если процесс идет при постоянном
Термохимия. Закон Гесса
При химических превращениях происходит изменение внутренней энергии системы, обусловленное тем, что внутренняя энергия продуктов реакции отличается от внутренней энергии исходных веществ.
Самопроизвольные и несамопроизвольные процессы
Из первого закона термодинамики и вытекающих из него закономерностей обмена энергией между телами при различных процессах нельзя сделать вывода о том, возможен ли, вообще говоря, данный процесс и в
Второй закон термодинамики
Наиболее часто встречающимися и безусловно самопроизвольными являются процессы передачи теплоты от горячего тела к холодному (теплопроводность) и перехода работы в теплоту (трение). Многовековая жи
Методы расчета изменения энтропии
Уравнения (II, 12) и (II, 13), определяющие энтропию, являются единственными исходными уравнениями для термодинамического расчета изменения энтропии системы. Заменяя элементарную теплоту в уравнени
Постулат Планка
По уравнению (II, 3) невозможно вычислить абсолютное значение энтропии системы. Такую возможность дает новое, недоказуемое положение, не вытекающее из двух законов термодинамики, которое было сформ
Абсолютные значения энтропии
Постулат Планка используется при термодинамическом исследовании химических процессов для вычисления абсолютных значений энтропии химических соединений — величин, которые имеют большое значение при
Статистическая интерпретация энтропии
В основу понятия энтропии как функции состояния положена макроскопическая концепция. Справедливость второго закона термодинамики связана с реальностью необратимых процессов. В отличие от необратимы
Энергия Гельмгольца
Напомним, что второй закон термодинамики определяет критерии самопроизвольного протекания процессов в изолированных системах. Однако, подобные условия (отсутствие обмена энергией и веществом с окр
Энергия Гиббса
Желая учесть в общей форме другие виды работы, кроме работы расширения, представим элементарную работу как сумму работы расширения и других видов работы:
dW = PdV + dW' (III, 15)
Соотношения Максвелла.
Рассмотрим теперь вторые смешанные производные характеристических функций. Принимая во внимание уравнения (III, 26), можем записать:
Уравнение Гиббса‑Гельмгольца
Уравнение Гиббса-Гельмгольца позволяет определять изменение энергии Гиббса, сопровождающее химические реакции при любой заданной температуре, если известна зависимость теплоты химических реакций от
Химический потенциал
Чтобы прояснить смысл понятия «химический потенциал», продифференцируем выражение (III,51) как произведение при постоянных Р и Т:
Фазовые переходы. Уравнение Клапейрона-Клаузиуса.
В системе, состоящей из нескольких фаз чистого вещества, находящихся в равновесии, возможны переходы вещества из одной фазы в другую. Такие переходы называются фазовыми переходами.
Фазовые переходы первого рода. Плавление. Испарение
Фазовые переходы, характеризующиеся равенством изобарных потенциалов двух сосуществующих в равновесии фаз и скачкообразным изменением первых производных по энергии Гиббса (энтропии и объема) при пе
Фазовые переходы второго рода
Фазовый переход второго рода — это равновесный переход вещества из одной фазы в другую, при котором скачкообразно изменяются только вторые производные от энергии Гиббса по температуре и давлению.
Зависимость давления насыщенного пара от температуры
Давление насыщенного пара жидкости резко увеличивается с повышением температуры. Это видно из рисунка 12, на котором изображены кривые давления пара некоторых жидкостей, начинающиеся в точках плавл
Общие условия равновесия
Любая закрытая система, находящаяся в равновесии при постоянных давлении и температуре, характеризуется соотношением:
Правило фаз Гиббса
В 1876 г. Гиббс вывел простую формулу, связывающую число фаз (Ф), находящихся в равновесии, число компонентов (К) и число степеней свободы (С) системы. При равновесии должны бы
Фазовая диаграмма воды.
Состояние воды изучено в широком диапазоне температур и давлений. При высоких давлениях установлено существование не менее десяти кристаллических модификаций льда. Наиболее изученным является лед I
Фазовая диаграмма серы.
Кристаллическая сера существует в виде двух модификаций — ромбической (Sр) и моноклинной (Sм). Поэтому возможно существование четырех фаз: ромбической, мо
Представление о химическом сродстве
Из того факта, что одни вещества реагируют друг с другом легко и быстро, другие с трудом, третьи — совсем не реагируют, возникает предположение о наличии или отсутствии особого химического сродства
Гетерогенные химические равновесия
Закон действующих масс был выведен с использованием закона состояния идеальных газов и применим в первую очередь к газовым смесям. Однако его без существенных изменений можно применить и к значител
Принцип Ле Шателье‑Брауна
Выведенная из состояния равновесия система вновь возвращается к состоянию равновесия. Ле Шателье и Браун высказали простой принцип, которым можно воспользоваться для предсказания того, в каком напр
Тепловая теорема Нернста
Прямой и простой расчет изменения энергии Гиббса, а, следовательно, и констант равновесия химических реакций не вызывает затруднений, если известны теплота химической реакции и абсолютные значения
Химическое равновесие в неидеальных системах
Закон действующих масс (V, 5) применим, как уже говорилось, лишь к идеальным газам (или идеальным растворам). Для таких систем произведение равновесных относительных парциальных давлений реагирующи
, элементарная работа равна в этом случае PdV (V1 и V2 — начальный и конечный объёмы системы соответственно).
(I, 12)
(I, 14)
Новости и инфо для студентов