Методические рекомендации по решению задачи

Предыдущая1234567Следующая

Науку о взаимных превращениях различных видов энергии называют термодинамикой. Термодинамика устанавливает законы этих превращений, а также направление самопроизвольного течения различных процессов в данных условиях.

При химических реакциях происходят глубокие качественные изменения в системе, перестройка электронных структур взаимодействующих частиц. Эти изменения сопровождаются поглощением или выделением энергии. В большинстве случаев этой энергией является теплота. Раздел термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических реакций, называют термохимией. Реакции, которые сопровождаются выделением теплоты, называют экзотермическими, а те, которые сопровождаются поглощением теплоты, – эндотермическими. Теплоты реакций являются, таким образом, мерой изменения свойств системы, и знание их может иметь

большое значение при определении условий протекания тех или иных реакций.

При любом процессе соблюдается закон сохранения энергии как проявление, более общего закона природы – закона сохранения материи. Теплота Q поглощается системой, идет на изменение ее внутренней энергии ∆U и на совершение работы А:

Q = ∆U + A.

Внутренняя энергия системы U – это общий ее запас, включающий энергию поступательного и вращательного движения молекул, энергию внутримолекулярных колебаний атомов и атомных групп, энергию движения электронов, внутриядерную энергию и т.д. Внутренняя энергия – полная энергия системы без потенциальной энергии, обусловленной положением системы в пространстве, и без кинетической энергии системы как целого. Абсолютное значение внутренней энергии U веществ определить невозможно, так как нельзя привести систему в состояние, лишенное энергии. Внутренняя энергия, как и любой вид энергии, является функцией состояния, т.е. ее изменение однозначно определяется начальным и конечным состоянием системы и не зависит от пути перехода, по которому протекает процесс:

∆U = U2 – U1 , (1)

где ∆U – изменение внутренней энергии системы при переходе от начального состояния U1 в конечное U2.

Если U > U , то ∆U > 0. Если U < U , то ∆U < 0.

Теплота и работа функциями состояния не являются, ибо они служат формами передачи энергии и связаны с процессом, а не с состоянием системы. При химических реакциях А – это работа против внешнего давления, т.е. в первом приближении:

А = Р ∆V,

где ∆V – изменение объема системы (V2 – V1 ).

Так как большинство химических реаций протекает при постоянном давлении и температуре постоянной температуре, то для изобарно-изотермического

процесса (Р = const, T = const) теплота:



Qp = ∆U + Р ∆V;

Qp = (U2 – U1) + Р (V2 – V1); Qp = (U2 + РV2) – (U1 + РV1).

Сумму U + РV обозначим через Н, тогда:

Qp = H2 – H1 = ∆H.

Величину Н называют энтальпией. Таким образом, теплота при Р = соnst и Т = соnst приобретает свойство функции состояния и не зависит от пути, по которому протекает процесс. Отсюда теплота реакции в изобарно-изотермическом процессе Qр равна изменению энтальпии системы ∆Н (если единственным видом работы является работа расширения):

Qp = ∆H.

Энтальпия, как и внутренняя энергия, является функцией состояния; ее изменение (∆H) определяется только начальным и конечным состоянием системы и не зависит от пути перехода. Нетрудно видеть, что теплота реакции в изохорно-изотермическом процессе (V = const; Т = сonst), при котором ∆V = 0, равна изменению внутренней энергии системы:

QV = ∆U.

Теплоты химических процессов, протекающих при Р, Т = const и V, T = const, называются тепловыми эффектами.

При экзотермических реакциях энтальпия системы уменьшается и ∆H < 0 (Н2 0 (Н2 > H1). В дальнейшем тепловые эффекты выражаются через ∆H.

В основе термохимических расчетов лежит закон Гесса (1840 г.): тепловой эффект реакции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода.

В термохимических расчетах применяют чаще следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции (∆Hх.р) равен сумме энтальпий образования ∆Hобр продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:

(2)

Самопроизвольно могут протекать реакции, сопровождающиеся не только выделением, но и поглощением теплоты. Реакция, идущая при данной температуре с выделением теплоты, при другой температуре проходит с поглощением теплоты. Здесь проявляется диалектический закон единства и борьбы противоположностей. С одной стороны, система стремится к упорядочению (агрегации), к уменьшению Н;

с другой стороны, система стремится к беспорядку (дезагрегации). Первая тенденция растет с понижением, а вторая – с повышением температуры.Тенденцию к беспорядку характеризует величина, которая называется энтропией. Энтропия S, так же как внутренняя энергия U, энтальпия Н, объем V др., является свойством вещества, пропорциональным его количеству. S, U,H, V обладают аддитивными свойствами. Энтропия отражает движение частиц вещества и является мерой неупорядоченности системы. Она возрастает при нагревании, испарении, плавлении, расширении газа, при ослаблении или разрыве связей между атомами и т.п., уменьшается при конденсации, кристаллизации, полимеризации и т.д. Энтропия является функцией состояния, т.е. ее изменение (ΔS) зависит только от начального (S1) и конечного (S2)

состояния и не зависит от пути процесса:

(3)

Так как энтропия растет с повышением температуры, то можно считать,что мера беспорядка ≈ ТΔS. Энтропия выражается в Дж/(моль⋅К). Таким образом, движущая сила процесса складывается из двух составляющих: стремления к упорядочению (Н) и стремления к беспорядку (TΔS). При Р =const и Т = const общую движущую силу процесса, которую обозначают ΔG, можно найти из соотношения:

(4)

Величина G называется изобарно-изотермическим потенциалом или энергией Гиббса. Итак, мерой химического сродства является убыль энергии Гиббса (ΔG), которая зависит от природы вещества, его количества и температуры. Энергия Гиббса является функцией состояния, поэтому:

(5)

Самопроизвольно протекающие процессы идут в сторону уменьшения потенциала, в частности, в сторону уменьшения ΔG. Если ΔG < 0, процесс принципиально осуществим; если ΔG > 0 – процесс самопроизвольно проходить не может. Чем меньше ΔG, тем сильнее стремление к протеканию данного процесса и тем дальше он от состояния равновесия, при котором

ΔG = 0 и ΔH = TΔS.

Из соотношения ΔG = ΔH – TΔS видно, что самопроизвольно могут протекать процессы, для которых ΔH> 0 (эндотермические). Это возможно, когда ΔS > 0, | TΔS | > | ΔH |, и тогда ΔG < 0. C другой стороны, экзотермические реакции (ΔH < 0) самопроизвольно не протекают, если при ΔS < 0

окажется, что ΔG > 0.

Значения стандартных энтальпий образования ∆H0, энтропии S0 и энергия Гиббса ∆G0 некоторых веществ при 298 К (25 °С) и давлении 1 атм = 101 325 Па = 760 мм рт. ст. представлены в табл. 1.

Пример 1 Исходя из значений стандартных энтальпий образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ (табл. 1) вычислите ΔG0 реакции, протекающей по уравнению:

NH3(г) + НСl(г) = NH4Cl(кр).

Может ли эта реакция при стандартных условиях протекать самопроизвольно?

Решение

Энергия Гиббса (ΔG0) является функцией состояния и вычисляется из соотношения (4). Величины ΔH0 и ΔS0 находим из соотношений (2 ):

Так как ΔG < 0, то реакция протекает самопроизвольно при стандартных условиях.

Тепловой эффект химической реакции вычисляется исходя из соотношения (2)


Варианты заданий для домашних контрольных работ

Вариант 1

1. Охарактеризуйте теплофизические процессы, происходящие при варке пищевых продуктов (с примерами).

2.Опишите химические изменения белков, содержащихся в продуктах питания, при их тепловой обработке

3.Катализаторы, применение катализаторов в пищевой промышленности.

4. Исходя из значений стандартных энтальпий образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ (табл. 1) вычислите ∆ G0 реакции, протекающей по уравнению:

СаО (кр.) + CO2 (г) → СаСO3 (кр.)

Вариант 2

1. Охарактеризуйте процессы охлаждения, замораживания и размораживания продуктов (с примерами).

2. Опишите химические изменения, происходящие с углеводами, при хранении растительных продуктов.

3. Ферменты, применение ферментов в пищевой промышленности.

4. Вычислите тепловой эффект реакции горения бензола, которая выражается

термохимическим уравнением: C6H6(ж) + 7/2O2(г) → 6CO2(г) + 3H2O(г).

Вариант 3

1. Охарактеризуйте влияние процесса замораживания на свойства пищевых продуктов (с примерами).

2. Опишите химические изменения, происходящие с углеводами, при тепловой обработке растительных продуктов.

3. Адсорбенты, применение адсорбентов в пищевой промышленности.

4. Вычислите тепловой эффект реакции горения метилового спирта, которая выражается термохимическим уравнением: CH3OH(ж) + + 3/2O2(г) →CO2(г) + 2H2O(ж).

Вариант 4

1. Опишите и покажите на примерах роль процесса экстракции в общественном питании.

2. Охарактеризуйте роль белков и крахмала в хлебопекарном производстве.

3. Ионообменная адсорбция, применение ионообменной адсорбции в общественном питании.

4. Вычислите ΔG0 и ΔS0 реакции горения ацетилена: C2H2(г) + 5/2 O2(г) = 2СO2(г) + H2O(ж).

Вариант 5

1. Опишите кинетику процесса выпечки пищевых продуктов (с примерами).

2. Охарактеризуйте пищевые добавки, изменяющие структуру и физико-химические свойства пищевых продуктов.

3. Методы очистки коллоидных систем, их применение в общественном питании.

4. Рассчитайте тепловой эффект реакции 2Fe3O4 (кр)+ CO2 (г)→ 3Fe2O3(кр) + CO(г)

Вариант 6

1. Опишите кинетику процесса cушки пищевых продуктов (с примерами).

2. Опишите особенности процесса растворения веществ в общественном питании (с примерами).

3. Пептизация, применение процесса пептизации в общественном питании.

4. Исходя из значений стандартных энтальпий образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите ΔG0 реакции, протекающей по уравнению: CS2(г) + 3O2(г) = CO2(г) + 2SO2(г);

Вариант 7

1. Опишите процессы окисления жиросодержащих продуктов (с примерами).

2. Охарактеризуйте действие законов термодинамики в общественном питании.

3. Синерезис, применение явления синерезиса в общественном питании.

4. Кристаллический хлорид аммония образуется при взаимодействии газообразных аммиака и HCl. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислите ее тепловой эффект.

Вариант 8

1. Опишите электрофизические методы обработки пищевых продуктов.

2. Опишите характерные особенности жидкого агрегатного состояния веществ. Вязкость пищевых продуктов.

3. Суспензии, их получение и применение в общественном питании.

4. Рассчитайте ∆G0 реакции: CO(г) + ½ O2(г) = CO2(г)

Вариант 9

1. Сущность явления тиксотропии, примеры тиксотропных превращений в технологии пищевых производств.

2. Охарактеризуйте влияние pH на течение ферментативных процессов, технологических процессов производства пищевой и кулинарной продукции.

3. Эмульсии, их получение и применение в общественном питании.

4. Рассчитайте ∆G0 реакции: ½ N2(г) + 3/2 H2(г) = NH3(г)

Вариант 10

1. Охарактеризуйте роль гидрофильных свойств белков в общественном питании.

2. Практическое значение диффузии и осмоса в технологических процессах производства пищевой и кулинарной продукции.

3. Пены, получение пен, применение пенообразования в общественном питании.

4. Рассчитайте ∆G0 реакции: C6H6(ж) + NH3(г) = H2(г) + C6H5NH2(ж).


1550207236682134.html
1550260395495691.html
    PR.RU™