Реферат: 3. Принципы классификации и классификация термодинамических процессов. Ответ

3. Принципы классификации и классификация термодинамических процессов.

Ответ.

Процесс изменения характеристических функций под воздействием термодинамических параметров называют термодинамическим процессом.

         Используется несколько типов классификации термодинамических процессов:

по мониторингу за изменением параметров термодинамические процессы подразделяются на:

         1) изотермический (Т = const.);

         2) изобарический    (Р = const.);

         3) изохорический    (V = const.);

         4) адиабатный         (А = const.);

         5) неравновесный    (ΔР ≠ ΔТ ≠ ΔV ≠ 0);

         6) равновесный        (ΔР = ΔТ = ΔV = 0).

по направлению термодинамического процесса

1) обратимый процесс (допускающий возможность возвращения системы в исходное состояние без того, чтобы в окружающей среде остались какие-либо изменения.);

                   2) необратимый процесс (идет только в одном направлении).

по характеру взаимодействия с окружающей средой:

                   1) самопроизвольный процесс (совершается под воздействием внутренней энергии системы);

                   2) вынужденный процесс (совершается под воздействием энергии окружающей среды).


12. Вычислить тепловой эффект реакции: СО + NH3(г) = HCN(г) + H2O(г) при 250С, если энтропия образования аммиака, цианистого водорода, водяного пара и оксида углерода (II) соответственно равны: -45,19; -31,2; -241,8; -110,5 кДж/моль.

Решение.

Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот образования продуктов реакции и исходных веществ, умноженных на стехиометрические коэффициенты.

           

Для реакции: СО + NH3(г) = HCN(г) + H2O(г)

∆H298х.р.= ∆H298(Н2О(г.)) + ∆H298(HCN(г.)) - ∆H298(NH3(г)) - ∆H298(СО(г)) =

= (-241.8) + (-31,2) - (-45,19) – (-110,5) = -117,31 кДж

В данной реакции выделяется 117,31 кДж


29. Диаграммы состояния ограниченно растворимых друг в друге жидкостей. Правило рычага.

Ответ.

При отсутствии в системе твердых фаз диаграмма состояния состоит из области существования одной жидкой фазы (области гомогенности) и области сосуществования двух насыщенных жидких растворов разного состава, образующих несмешивающиеся друг с другом слои. Кривая, разделяющая эти области, называется бинодалью. Так, при температуре Т1 в равновесии находятся раствор компонента В в А (его состав отвечает точке С) и раствор А в В (его состав отвечает точке D). Если однородный раствор 1 охладить до температуры Т1, он распадется на две жидкие фазы.


^ Диаграмма растворимости двойной системы, компоненты которой А и В ограниченно растворимы друг в друге;

1 - область существования однородного раствора,

2 - область сосуществования двух насыщенных растворов;

ECKDF - бинодаль,

CD - нода,

К - верхняя критическая точка растворимости.


Обычно при повышении температуры взаимная растворимость жидкостей увеличивается, поэтому по своим свойствам оба насыщенных раствора, составы которых изменяются по отрезкам бинодали ЕК и KF, сближаются. Наконец, при температуре Tк различие между ними исчезает; эта температура называется критической температурой растворимости (смешения), выше нее может существовать лишь одна жидкая фаза. Большинство систем с расслоением растворов характеризуются только одной критической температурой растворимости, чаще всего верхней, т. е. на диаграмме состояния имеют незамкнутую снизу бинодаль. В некоторых системах бинодаль имеет форму замкнутой кривой (овал), т. е. система имеет две температуры смешения верхнюю и нижнюю.

В точках, расположенных в гетерогенных областях диаграммы можно определить состав равновесных фаз, а также число молей или массу этих фаз. Это возможно осуществить с помощью правила рычага: соотношение фаз в любой точке отрезка (при любой тем­пературе) опре­деляется плечами горизонтального ры­чага, проведенного через данную точку.


^ 41. Теория возникновения скачка потенциалов на границе раздела фаз металл-раствор. Теория двойного электрического слоя.

Ответ.

Существует несколько теорий, объясняющих механизм возникновения скачка потенциала на границе раствор - металл. Наиболее современной является сольватационная теория электродного потенциала. Согласно этой теории скачок потенциала обусловлен двумя процессами:

1. Диссоциацией атомов металла на ионы и электроны внутри металла.

2. Сольватацией ионов металла, находящихся на поверхности металла, при соприкосновении их с раствором, содержащим молекулы растворителя. Обе стадии и общая реакция на границе раствор - металл могу быть записаны в следующем виде:



Каждая стадия имеет отдельную энергетическую характеристику: для первой - это работа выхода катиона Еm , для второй - энергия сольватации Еs. Соотношение: Еm /Еs определяет начальное направление процесса при контакте металла с раствором, заряд и потенциал, возникающие на границе раздела фаз.

Работа выхода катиона и энергия сольватации зависят от природы металла, иона и растворителя. Следовательно соотношение между Еm и Еs для различных металлов и растворителей неодинаково.

При Е s>Е m начальный процесс будет заключаться в переходе металла в раствор:



с последующей гидратацией ионов



В этом случае металл получает отрицательный, а раствор положительный заряды.

Если Е s<Е m,то начальный процесс будет представлять собой выделение металла из раствора:



и металл получит положительный заряд, а раствор отрицательный. Процесс разделения зарядов на границе будет происходить до тех пор, пока энергия катионов металла на поверхности не станет равной энергии катионов в растворе. При их равенстве на границе раствор - металл устанавливается равновесие

Me + mH2O <= >M n+mH2O + ne

Таким образом, на границе металл - раствор возникает двойной электрический слой. Создается пограничная разность потенциалов, называемая электронным потенциалом.

Еm и Еs зависят от природы растворителя. Если жидкая вода - чистая вода, то качественно картина для всех металлов однозначна металл заряжается отрицательно, а прилежащий слой жидкости - положительно. Количественно же концентрация Men+ может очень сильно отличаться для различных металлов.

Если погрузить металлический электрод в раствор его соли, то могут реализоваться два механизма образования двойного электрического слоя. Химически активные металлы, такие как Na, Al, Zn и т.п., характеризуются большой разностью Еs > Еm и металл заряжается отрицательно.



^ Образование двойного электрического слоя  (металл активный)

При погружении благородных (малоактивных) металлов Cu, Ag, Au и т.д. в раствор своей соли Еs < Еm. В этом случае происходит осаждение ионов металла на электроде, который при этом заряжается положительно, а в при электродном пространстве накапливается избыточный отрицательный заряд за счет анионов соли или ионов OH-



^ Образование двойного электрического слоя (металл малоактивный)

Абсолютное значение электродного потенциала измерить невозможно, поскольку введение любых измерительных зондов неизбежно приводит к новой контактной разности потенциалов. В связи с этим измеряют разность потенциалов между данным электродом и электродом сравнения, потенциал которого условно принимают равным нулю.

.


54. Адсорбция на твердых адсорбентах. Уравнение Фрейндлиха. Теория адсорбции Ленгмюра и его уравнения. Определение констант уравнения Фрейндлиха и Ленгмюра.

Ответ.

Адсорбция на твердых адсорбентах вызывается физическими или химическими силами, соответственно различают:

^ Физическую адсорбцию – возникает за счет Ван-дер-ваальсовых взаимодействий. Она характеризуется обратимостью и уменьшением адсорбции при повышении температуры. Например, адсорбция инертных газов на угле.

^ Химическую адсорбци