Typen thermodynamische processen en voorbeelden



de thermodynamische processen het zijn fysieke of chemische verschijnselen die een stroom van warmte (energie) of werk tussen een systeem en zijn omgeving inhouden. Wanneer we het hebben over warmte, komt rationeel het beeld van vuur in ons op, dat bij uitstek de manifestatie is van een proces dat veel thermische energie vrijgeeft.

Het systeem kan zowel macroscopisch (een trein, een raket, een vulkaan) als microscopisch (atomen, bacteriën, moleculen, kwantumstippen, etc.) zijn. Dit is gescheiden van de rest van het universum om rekening te houden met de hitte of het werk dat dit binnenkomt of verlaat.

Niet alleen de warmtestroom bestaat echter, maar de systemen kunnen ook veranderingen in sommige variabelen van hun omgeving genereren in reactie op het overwogen fenomeen. Volgens thermodynamische wetten moet er een compensatie zijn tussen reactie en warmte, zodat materie en energie altijd bewaard blijven.

Het bovenstaande is geldig voor macroscopische en microscopische systemen. Het verschil tussen de eerste en de laatste zijn de variabelen waarvan wordt aangenomen dat ze hun energietoestanden definiëren (in essentie de begin- en eindfase).

Thermodynamische modellen zijn echter bedoeld om beide werelden met elkaar te verbinden door variabelen zoals druk, volume en temperatuur van de systemen te regelen, waarbij sommige van deze constanten het effect van de andere onderzoeken..

Het eerste model dat deze benadering mogelijk maakt, is dat van de ideale gassen (PV = nRT), waarbij n het aantal mol is, dat bij het delen tussen het volume V het molaire volume wordt verkregen.

Vervolgens kunnen, afhankelijk van deze variabelen, de veranderingen tussen systeemomgevingen worden weergegeven, andere kunnen worden gedefinieerd als werk (PV = W), onmisbaar voor machines en industriële processen.

Aan de andere kant is een ander type thermodynamische variabele van groter belang voor chemische verschijnselen. Deze zijn direct gerelateerd aan de afgifte of absorptie van energie en zijn afhankelijk van de intrinsieke aard van de moleculen: de vorming en soorten verbindingen.

index

  • 1 Systemen en verschijnselen in thermodynamische processen
    • 1.1 Fysische en chemische verschijnselen
    • 1.2 Voorbeelden van fysieke verschijnselen
    • 1.3 Voorbeelden van chemische verschijnselen
  • 2 Typen en voorbeelden van thermodynamische processen
    • 2.1 Adiabatische processen
    • 2.2 Isothermische processen
    • 2.3 Isobare processen
    • 2.4 Isochorische processen
  • 3 referenties

Systemen en verschijnselen in thermodynamische processen

In de afbeelding hierboven zijn de drie soorten systemen weergegeven: gesloten, open en adiabatisch.

In het gesloten systeem is er geen overdracht van materie tussen het en zijn omgeving, zodat het niet kan binnenkomen of verlaten; echter, energie kan de randen van de doos overschrijden. Met andere woorden: het F-fenomeen kan energie vrijmaken of absorberen, en zo veranderen wat buiten de kaders valt.

Aan de andere kant hebben de horizonten van het systeem in het open systeem hun stippellijnen, wat betekent dat zowel energie als materie kan komen en gaan tussen dit en de omgeving..

Ten slotte is in een geïsoleerd systeem de uitwisseling van materie en energie tussen het en de omgeving nul; om deze reden is in de afbeelding het derde vak omsloten door een luchtbel. Het is nodig om te verduidelijken dat de omgeving de rest van het universum kan zijn, en dat de studie is die bepaalt hoe ver de reikwijdte van het systeem moet worden beschouwd.

Fysische en chemische verschijnselen

Wat is specifiek het fenomeen F? Aangegeven door de letter F en binnen een gele cirkel, is het fenomeen een verandering die plaatsvindt en kan de fysieke wijziging van materie zijn, of de transformatie ervan.

Wat is het verschil? Kort gezegd: de eerste breekt niet of maakt geen nieuwe koppelingen, terwijl de tweede dat doet.

Dus kan een thermodynamisch proces worden overwogen naargelang het fenomeen fysiek of chemisch is. Beide hebben echter een verandering in sommige moleculaire of atomische eigenschappen gemeen.

Voorbeelden van fysieke verschijnselen

Het verwarmen van water in een pot veroorzaakt een toename van botsingen tussen zijn moleculen, tot het punt waar de druk van zijn damp gelijk is aan de atmosferische druk, en dan vindt de faseverandering van vloeistof naar gas plaats. Met andere woorden: water verdampt.

Hier breken de watermoleculen hun bindingen niet af, maar ondergaan ze wel energieveranderingen; of wat hetzelfde is, de interne energie U van het water is aangepast.

Wat zijn de thermodynamische variabelen voor dit geval? De atmosferische druk Pex, de temperatuur die wordt geproduceerd door de verbranding van kookgas en het watervolume.

De atmosferische druk is constant, maar de temperatuur van het water is niet, omdat het wordt verwarmd; noch het volume, omdat zijn moleculen zich in de ruimte uitbreiden. Dit is een voorbeeld van een fysisch fenomeen binnen een isobaar proces; dat wil zeggen, een thermodynamisch systeem met constante druk.

Wat als je het water met wat bonen in een snelkookpan stopt? In dit geval blijft het volume constant (zolang de druk niet wordt opgeheven tijdens het grillen), maar de druk en temperatuur veranderen.

Dit komt omdat het geproduceerde gas niet kan ontsnappen en draait op de wanden van de pot en het oppervlak van de vloeistof. We hebben het over een ander fysisch fenomeen maar binnen een isochoor proces.

Voorbeelden van chemische verschijnselen

Er werd vermeld dat er thermodynamische variabelen inherent zijn aan microscopische factoren, zoals de moleculaire of atomaire structuur. Wat zijn deze variabelen? De enthalpie (H), de entropie (S), de interne energie (U) en de vrije energie van Gibbs (S).

Deze intrinsieke variabelen van materie worden gedefinieerd en uitgedrukt in termen van de macroscopische thermodynamische variabelen (P, T en V), volgens het geselecteerde wiskundige model (meestal het ideale gasmodel). Dankzij deze thermodynamische studies kunnen de chemische verschijnselen worden gemaakt.

We willen bijvoorbeeld een chemische reactie van het type A + B => C bestuderen, maar de reactie treedt alleen op bij een temperatuur van 70 ° C. Bovendien wordt bij temperaturen boven 100 ° C in plaats van het produceren van C, D gegenereerd.

Onder deze omstandigheden moet de reactor (het samenstel waar de reactie wordt uitgevoerd) een constante temperatuur rond 70 ° C garanderen, dus het proces is isothermisch.

Typen en voorbeelden van thermodynamische processen

Adiabatische processen

Het zijn die waarbij er geen netto overdracht is tussen het systeem en zijn omgeving. Dit wordt op lange termijn gegarandeerd door een geïsoleerd systeem (de doos in de bubbel).

Voorbeelden

Een voorbeeld hiervan zijn de calorimeters, die de hoeveelheid warmte bepalen die wordt afgegeven of geabsorbeerd door een chemische reactie (verbranding, ontbinding, oxidatie, etc.).

Binnen de fysieke verschijnselen is de beweging die het hete gas genereert als gevolg van de druk die op de zuigers wordt uitgeoefend. Evenzo neemt, wanneer een luchtstroom op een aardoppervlak drukt, de temperatuur toe daar deze wordt gedwongen uit te zetten.

Aan de andere kant, als het andere oppervlak gasvormig is en een lagere dichtheid heeft, zal de temperatuur ervan afnemen als het een hogere druk voelt, waardoor de deeltjes gedwongen worden te condenseren.

De adiabatische processen zijn ideaal voor veel industriële processen, waarbij het lagere warmteverlies leidt tot een lagere prestatie die tot uiting komt in de kosten. Om dit als zodanig te beschouwen, moet de warmtestroom nul zijn of moet de hoeveelheid warmte die binnenkomt gelijk zijn aan de hoeveelheid die het systeem binnenkomt..

Isotherme processen

De isothermische processen zijn al die processen waarbij de temperatuur van het systeem constant blijft. Dit wordt gedaan door werk te doen, zodat de andere variabelen (P en V) in de tijd variëren.

Voorbeelden

Voorbeelden van dit type thermodynamisch proces zijn ontelbaar. In wezen vindt veel cellulaire activiteit plaats bij een constante temperatuur (de uitwisseling van ionen en water door celmembranen). Binnen chemische reacties worden al diegenen die thermisch evenwicht tot stand brengen beschouwd als isotherme processen.

Het metabolisme van de mens kan een constante lichaamstemperatuur (ongeveer 37 ° C) handhaven door een breed scala aan chemische reacties. Dit wordt bereikt dankzij de energie die wordt verkregen uit voedsel.

Faseveranderingen zijn ook isotherme processen. Wanneer een vloeistof bevriest, laat deze bijvoorbeeld warmte vrij, waardoor wordt voorkomen dat de temperatuur daalt totdat deze volledig in de vaste fase is. Zodra dit gebeurt, kan de temperatuur verder dalen, omdat de vaste stof niet langer energie afgeeft.

In die systemen met ideale gassen is de verandering van de interne energie U nul, dus alle warmte wordt gebruikt om werk uit te voeren.

Isobare processen

Bij deze processen blijft de druk in het systeem constant en varieert het volume en de temperatuur. In het algemeen kunnen ze voorkomen in systemen open voor de atmosfeer, of in gesloten systemen waarvan de limieten kunnen worden vervormd door de toename in volume, om de toename in druk tegen te gaan.

Voorbeelden

In de cilinders in de motoren drukt het gas, als het gas wordt verwarmd, op de zuiger, waardoor het volume van het systeem wordt gewijzigd.

Als dit niet het geval zou zijn, zou de druk toenemen, omdat het systeem geen manier heeft om de botsingen van gasvormige soorten op de wanden van de cilinder te verminderen..

Isochorische processen

In de isochore processen blijft het volume constant. Het kan ook worden beschouwd als die waarbij het systeem geen werk genereert (W = 0).

Kort gezegd zijn het fysische of chemische verschijnselen die in elke container worden bestudeerd, ongeacht of deze al dan niet worden geroerd.

Voorbeelden

Voorbeelden van deze werkwijzen zijn het koken van voedsel, de bereiding van koffie, het koelen van een fles ijs, de kristallisatie van suiker, het oplossen van een weinig oplosbaar precipitaat, een ionenuitwisselingschromatografie, onder andere..

referenties

  1. Jones, Andrew Zimmerman. (17 september 2016). Wat is een thermodynamisch proces? Genomen uit: thoughtco.com
  2. J. Wilkes. (2014). Thermodynamische processen. [PDF]. Genomen uit: courses.washington.edu
  3. Studie (9 augustus 2016). Thermodynamische processen: isobisch, isochorisch, isothermisch en adiabatisch. Genomen uit: study.com
  4. Kevin Wandrei (2018). Wat zijn enkele alledaagse voorbeelden van de eerste en tweede wetten van de thermodynamica? Hearst Seattle Media, LLC. Genomen uit: education.seattlepi.com
  5. Lambert. (2006). De tweede wet van de thermodynamica. Genomen uit: entropysite.oxy.edu
  6. 15 Thermodynamica. [PDF]. Genomen uit: wright.edu