Лабораторная работа: Термодинамічні розрахунки ймовірності протікання твердофазних реакцій у процесах спікання металургійної сировини

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 величиниє 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 енергіїмає 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 станує 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 = Q_V , де Q_v - тепловий ефект реакції (тобто кількість поглиненою системою теплоти), що протікає при постійному обсязі. Для екзотермічної реакції Q_v < 0, для ендотермічноїQ_v > 0.

Для ізобарного процесу ( = 0), більшехарактерного 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 величинU⁰ 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 відпроміжних стадій процесу. Наслідок: Стандартназмінаентальпії хімічної реакції дорівнює сумі стандартнихентальпійутворення продуктів реакції за винятком суми стандартних ентальпій речовин, що утворилися,[ аналогічно для Sй G].

Направлення мимовільного протікання хімічних реакцій визначається спільною дією двох факторів: 1) тенденцією до переходу системи в станз найменшою внутрішньою енергією (ентальпіею); 2) тенденцією до досягнення найбільш ймовірного стану, що може бути реалізовано найбільшим станомрівноймовірних способів (мікростанів).

Мірою першою (проявляється при всіх температурах однаковою мірою) тенденції єH( U) - зменшення яких сприяє мимовільному плину ізобарного процесу (екзотермічний процес).

Мірою другою (проявляється тим сильніше, чим вище температура) тенденції єS [Дж/мольК] = Q_обр /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. Функція, що одночасно відбиває вплив обох тенденцій на напрямок протікання хімічних процесів називається енергією Гіббса: G = H-TS, характеризує максимальну роботу процесу.

Для ізобарно-ізотермічних процесів G = Н - T S .

При сталості температури й тиску хімічні реакції можуть мимовільно протікати тільки в одному напрямку, при якому енергія Гіббса системи зменшується ( G < 0).

Використовуючи дані, щоприводять у довідниках, по термодинамічних властивостях речовин можна розрахувати стандартназміна цієї функції G⁰ = Н - T S. У принципі характеристику можна використати для оцінки термодинамічної ймовірності реакції. Однак до такої оцінки варто підходити з обережністю, тому що стандартні умови (25°С и 1 ат) не відповідають реакційним умовам протікання процесу, при яких значення °С може істотно відрізнятися від стандартного. Перерахування стандартних термодинамічних величин на інші вимагає відомостей про теплоємність речовин, що беруть участь у реакції.

Термодинамічна ймовірність - число мікростанів (мікророзподілів), якими може здійснюватися розглянутий макророзподіл.

Число мікророзподілів N часток по п станах (наприклад N часток в

n відсіках) виражається формулою W= (1), де N 1, N₂ ,...Nn - число часток в

нервом, другому й n-номстані (відсіку). Причому N = N₁ +N₂ +...+Nn.

Обчислимо термодинамічні ймовірності макростанів а, б, в, м, д, наведених на мал. 1.

W(а)= =90 ; W(б) = =60 ; W(в) = =20 ;

W(г) = =15 ; W(д) = =1.

Таким чином, найбільша термодинамічна ймовірність у рівномірного розподілу, воно може здійснюватися найбільшим числом способів.

Больцман показав, що ентропія системи S може служити характеристикою термодинамічної ймовірності даного стану системи W. Зв'язок між ними виражається рівнянням S = Rln = kNaln (2) де R -універсальна газова постійна; Na-число Авогадро;

--> ЧИТАТЬ ПОЛНОСТЬЮ <--