Q полученное q отданное: Термодинамика — Физика — Теория, тесты, формулы и задачи

Закон сохранения внутренней энергии и уравнение теплового баланса

Согласно уравнению (33.3), изменение внутренней энергии системы равно сумме работы внешних сил и количества теплоты, полученного системой:

ΔU = A + Q.

Из этого уравнения следует, что если систему тел изолировать от внешних воздействий, то ее внутренняя энергия будет оставаться неизменной, несмотря ни на какие процессы, происходящие внутри системы.

Действительно, в этом случае А = 0 и Q = 0. Поэтому ΔU = 0. Но если изменение внутренней энергии равно нулю, то, значит, внутренняя энергия является величиной постоянной.

Итак,

При любых процессах, происходящих в изолированной системе, ее внутренняя энергия остается неизменной.

В этом заключается закон сохранения внутренней энергии. Сохранение внутренней энергии у изолированной системы означает вечность теплового движения частиц, из которых состоит эта система.

Применим закон сохранения внутренней энергии к изолированной системе, состоящей из двух тел с разной температурой. При контакте этих тел между ними начнет происходить теплообмен. В процессе теплообмена более горячее тело будет отдавать энергию, а менее нагретое — ее получать. Это будет происходить до тех пор, пока температура тел не станет одинаковой. Так как суммарная внутренняя энергия этих тел должна сохраняться, то, на сколько внутренняя энергия уменьшится при этом у одного тела, точно на столько же она возрастет у другого тела. Но, согласно формуле (33.2), изменение внутренней энергии каждого из этих тел равно количеству теплоты. Поэтому количество теплоты, отданное при теплообмене более горячим телом, будет равно по модулю количеству теплоты, полученному менее горячим телом:

Q_пол =|Q_отд|.

Это уравнение называют уравнением теплового баланса.

Справедливость уравнения теплового баланса можно проверить на опыте. Смешаем в теплонепроводящем сосуде (сосуде Дьюара) воду массой m₁ =0,8 кг, имеющую температуру t₁ = 25 °С, с кипятком массой m₂ = 0,2 кг (температура кипятка t₂=100 °С). Измерив температуру полученной смеси через некоторое время, мы обнаружим, что она стала равной t=40 °С. Вычислим количество теплоты, отданное горячей водой, и сравним его с количеством теплоты, полученным холодной водой.
При остывании кипятка от 100 до 40 °С он отдает количество теплоты

Q_отд = cm₂(t-t₂),
Q_отд=4200 * 0,2 * (40 – 100) Дж = –50400 Дж.

Вода же, в которую влили кипяток, нагреваясь от 25 до 40 °С, получает количество теплоты

Q_пол = cm₁(t-t₁),
Q_пол = 4200 * 0,8 * (40 – 25) Дж = 50 400 Дж.

Мы видим, что действительно, количество теплоты, отданное при теплообмене горячей водой, равно по модулю количеству теплоты, полученному при этом холодной водой.

При проведении подобного опыта в школьных условиях вместо сосуда Дьюара используют более простой прибор, называемый калориметром (рис. 75). Он состоит из двух сосудов, разделенных воздушным промежутком. Дно внутреннего сосуда отделено от внешнего специальной подставкой. Конечно, такой сосуд не может полностью помешать осуществлению теплообмена между содержимым сосуда и окружающей средой, но уменьшить его он может. Если проводить опыт достаточно быстро, то можно добиться того, что количество теплоты, потерянное в процессе теплообмена с окружающей средой (и стенками калориметра), окажется весьма незначительным.

1. Сформулируйте и докажите закон сохранения внутренней энергии. 2. Выведите из закона сохранения внутренней энергии уравнение теплового баланса. 3. Почему в уравнении теплового баланса количество теплоты, отданное телом, берется по модулю? 4. Что представляет собой калориметр? 5. Почему при смешивании горячей и холодной воды в калориметре модуль количества теплоты, отданного горячей водой, оказывается не равным количеству теплоты, полученному холодной водой? Какое из них будет больше?

Уравнение Теплового Баланса. Первый Закон Термодинамики

2006-10-21 22:20 (2)

Если тела образуют замкнутую систему и между ними происходит только теплообмен, то алгебраическая сумма полученных Q_nи отданных Q₀энергий равна нулю:

Полученная Q_n и отданная Q₀ теплоты численно равны, но Q_n берется со знаком плюс, a Q₀ — со знаком минус.

Итак, изменить внутреннюю энергию системы можно двумя способами: путем совершения работы (дельта U₁ = A) и путем сообщения системе количества теплоты (дельта U₂ = Q).

Первый закон термодинамики

Первый закон термодинамики — закон сохранения энергии для систем, в которых существенную роль играют тепловые процессы:

Теплота Q, подведенная к системе, затрачивается на изменение дельта

U ее внутренней энергии и на совершение работы А` системой над внешними телами:

Работа и теплопередача — характеристики процесса изменения внутренней энергии системы; они определяют функции процесса, но не состояния системы. В каждом состоянии система обладает вполне определенной внутренней энергией.

Применение первого закона термодинамики к процессам в одноатомных идеальных газах

1. Изотермический процесс (Т = const):

   При изотермическом процессе обмен энергией между идеальным газом и окружающими телами происходит и в форме теплопередачи, и в форме работы.

   Все подведенное к идеальному газу тепло затрачивается на совершение работы.

   Если газ получает теплоту (Q > 0), то он совершает положительную работу (А` > 0), если газ отдает теплоту (Q < 0), то А` < 0. Работа внешних сил над газом в этом случае положительная (А > 0).

2. Изобарический процесс (р = const):

   При изобарическом процессе обмен энергией между идеальным газом и окружающими телами происходит в форме работы и теплопередачи. Сообщенная идеальному газу теплота затрачивается и на изменение внутренней энергии, и на совершение газом работы:

3. Изохорический процесс :

   При изохорическом процессе обмен между идеальным газом и окружающими телами происходит только в форме теплопередачи. Вся подведенная к идеальному газу теплота затрачивается на изменение его внутренней энергии:

4. Адиабатический процесс (Q = 0):

   Адиабатический процесс — процесс, при котором физическая система не получает теплоты извне и не отдает ее. Этот процесс протекает без теплообмена с окружающими телами.

   При адиабатическом процессе:

   При адиабатическом процессе обмен энергией между идеальным газом и окружающими телами происходит только в форме работы. Работа при адиабатическом процессе совершается за счет изменения внутренней энергии газа.

   Если А` > 0 (газ расширяется), то дельта U < 0 — температура газа понижается. Если же А` < 0 (газ сжимается), то дельта U > О — температура повышается.

Видео

• Физика воздуха. Сжимаемость воздуха.

  2020-05-23

• Что такое электричество? | ПРОСТО ФИЗИКА с Алексеем Иванченко

  2020-05-23

• Курс подготовки к ЕГЭ. Физика. Урок №1 Кинематика равномерного движения

  2018-12-22

• Батавские слезки — опыты

  2017-12-15

• Тепловой рычаг — физические опыты

  2017-12-15

• Секрет ЖК-монитора — поляризационная пленка

  2017-12-15

• ЛАЗЕР В ВОДЕ — физические опыты

  2017-12-15

• ЭЛЕКТРОХРОМНАЯ ПЛЕНКА с токопроводящим слоем и жидкокристаллической основой

  2017-12-15

• Урок из космоса.

  Физика невесомости

  2017-12-12

• Абсолютный ноль — погоня за абсолютным нулём

  2017-12-12

Коэффициент реакции — Химия LibreTexts

1. Последнее обновление

2. Сохранить как PDF

Идентификатор страницы

1377

Коэффициент реакции (\(Q\)) измеряет относительное количество продуктов и реагентов, присутствующих во время реакции в определенный момент времени. Коэффициент реакции помогает выяснить, в каком направлении реакция может протекать, учитывая давление или концентрации реагентов и продуктов. Значение \(Q\) можно сравнить с константой равновесия \(K\), чтобы определить направление протекающей реакции.

K против Q

Основное различие между \(K\) и \(Q\) состоит в том, что \(K\) описывает реакцию, находящуюся в равновесии, тогда как \(Q\) описывает реакцию, которая не находится в равновесии. равновесие. Для определения \(Q\) необходимо знать концентрации реагентов и продуктов. Для данного общего химического уравнения:

\[aA + bB \rightleftharpoons cC + dD \tag{1}\nonumber \]

уравнение Q записывается путем умножения активностей (которые аппроксимируются концентрациями) для видов продуктов и делением на активности реагентов. Если какой-либо компонент в реакции имеет коэффициент, указанный выше строчными буквами, концентрация возводится в степень коэффициента. \(Q\) для приведенного выше уравнения поэтому: 9b} \tag{2}\nonumber \]

Примечание

Это уравнение показывает только компоненты в газообразном или водном состояниях. Каждая чистая жидкость или твердое вещество имеет активность, равную единице, и может быть функционально опущена. Константы равновесия действительно содержат отношение концентраций (фактическая концентрация, деленная на эталонную концентрацию, определяющую стандартное состояние). Поскольку стандартное состояние для концентраций обычно выбирается равным 1 моль/л, в практических приложениях его не записывают.

Следовательно, отношение не содержит единиц.

Сравнение \(Q\) с \(K\) показывает, в какую сторону смещается реакция и какая сторона реакции предпочтительнее:

• Если \(Q>K\), то реакция идет в пользу реагентов. Это означает, что в уравнении \(Q\) отношение числителя (концентрация или давление продуктов) к знаменателю (концентрация или давление реагентов) больше, чем для \(K\), что указывает на продуктов больше, чем было бы при равновесии. Поскольку реакции всегда стремятся к равновесию (принцип Ле Шателье), в результате реакции образуется больше реагентов из избыточных продуктов, что приводит к сдвигу системы в ВЛЕВО. Это позволяет системе достичь равновесия.
• Если \(Q ПРАВИЛЬНО , чтобы производить больше продуктов.
• Если \(Q=K\), то реакция уже находится в равновесии. В этот момент нет тенденции к образованию большего количества реагентов или большего количества продуктов. Ни одна из сторон не является предпочтительной, и сдвиг не происходит. 9{-}(водн.)}]}{[\ce{Ch4Ch3CO2H(водн.)}]} \nonumber \]

  Пример 1

  Какое значение \(Q\) для этого уравнения? В каком направлении сместится реакция, если \(K_c\) = 1,0?

  \[\ce{CO(g) + H_2O(g) \rightleftharpoons CO_2(g) + H_2(g)} \nonumber\]

  • [CO ₂ (g)]= 2,0 M
  • [H ₂ (г)] = 2,0 М
  • [СО(г)]= 1,0 М
  • [Н ₂ О(г)]= 1,0 М

  Решение

  Шаг 1: Напишите формулу \(Q\):

  \[Q_c = \dfrac{[CO_2][H_2]}{[CO][H_2O]} \nonumber\]

  Шаг 2: Подставьте заданные значения концентрации:

  \(\begin{align*} Q_c &= \dfrac{(2.0)(2.0)}{(1.0)(1.0)} \\[4pt] &= 4.0 \end{align*}\]

  Шаг 3: Сравните \(Q\) с K:

  Поскольку \(4,0 > 1,0\), тогда \(Q > K\) и реакция смещается влево в сторону реагентов

  Ответ

  Q= 4,0 и реакция сдвигается влево

  Пример 2

  Найдите значение \(Q\) и определите, какой стороне реакции отдается предпочтение при \(K=0,5\).

  \[\ce{HCl(g) + NaOH(aq) \rightleftharpoons NaCl(aq) + H_2O(l)} \nonumber\]

  с

  • \([\ce{HCl}]= 3,2\ )
  • \([\ce{NaOH}]= 4,3\)
  • \([\ce{NaCl}]=6\)

  Решение

  Шаг 1: Напишите формулу \(Q\). Поскольку активность жидкости равна 1, мы можем опустить компонент воды в уравнении.

  \(Q_c = \dfrac{[NaCl{(водн.)}]}{[HCl{(г)}][NaOH{(водн.)}]}\)

  Шаг 2: Подставьте данные концентрации в \ (Q\) формула:

  \(Q_c = \dfrac{[6]}{[3.2][4.3]}\)

  Шаг 3: Расчет с использованием заданных концентраций:

  \(Q = 0,436\)

  Шаг 4: Сравнить Q к K. Значение \(Q\), 0,436, меньше заданного значения \(K\), равного 0,5, поэтому \(Q

  Поскольку \(Q\) < K, реакция не находится в равновесии и переходит в сторону продуктов, чтобы снова достичь динамического равновесия.

  Ответ: Q= 0,436 и реакция идет в пользу продуктов.

  Пример 3

  93}\nonumber \]

  Шаг 3: Найдите Q:

  \[Q=0\nonumber \]

  Шаг 4: Сравните \(Q\) с K. Поскольку \(K=0,04\) и \ (Q=0\), \(K > Q\), и реакция сдвинется вправо, чтобы восстановить равновесие. Ответ: \(Q=0\), реакция сдвигается вправо.

  ---

  The Reaction Quotient распространяется под лицензией CC BY 4.0, авторами, ремиксами и/или кураторами являются Келли Берман, Ребекка Бэкер, Дипак Наллур и Дипак Наллур.

  1. Наверх
  • Была ли эта статья полезной?

  1. Тип изделия

     Раздел или Страница

     Лицензия

     СС BY

     Версия лицензии

     4,0

     Показать страницу TOC

     нет на странице

  2. Теги

     1. автор@Deepak Nallur
     2. автор@Келли Берман
     3. автор @ Ребекка Бэкер
     4. Коэффициент реакции

  Разница между K и Q

  1. Последнее обновление

  2. Сохранить как PDF

• Идентификатор страницы

  1378

Иногда необходимо определить, в каком направлении будет развиваться реакция, исходя из начальной активности или концентрации. В этих ситуациях взаимосвязь между коэффициентом реакции \(Q_c\) и константой равновесия \(K_c\) имеет важное значение для определения чистого изменения. С помощью этой зависимости можно легко рассчитать направление, в котором реакция сместится для достижения химического равновесия, будь то влево или вправо.

Введение

\(K_c\) можно использовать для расчета конечных равновесных концентраций реакции с использованием таблицы ICE и естественного течения реакции слева направо или справа налево. Однако что делать, если вы не знаете, по какому пути пойдет реакция? Может помочь простое соотношение между \(K_c\) и коэффициентом реакции, известное как \(Q_c\). Коэффициент реакции \(Q\) выражает относительное отношение продуктов к реагентам в данный момент времени. Используя либо начальные концентрации, либо начальные активности всех компонентов реакции, можно легко определить ход реакции. 9b} \]

Помните, что концентрации жидкостей и твердых тел не меняются, поэтому они исключаются из выражения. Как показано выше, значение \(Q\) может быть найдено путем возведения продуктов в степень их коэффициентов или стехиометрических коэффициентов, разделенных на реагенты, возведенные в их коэффициенты. Если концентрация продуктов в числителе намного больше, чем концентрация реагентов в знаменателе, \(Q\) будет большой величиной. С другой стороны, небольшое количество продуктов (маленький числитель), деленное на большое значение концентрации реагентов (большой знаменатель), даст малое значение Q. Выражения для Q очень похожи на выражения для \(K \): 9b} \]

Чтобы определить, в каком направлении пойдет реакция, просто сравните \(Q_c\), начальное соотношение концентраций, с \(K_c\), константой равновесия, и оцените результаты.

Q против K: что это значит?

Когда вы устанавливаете \(Q\) вместо \(K\), возможны пять отношений:

• \(Q=K\)
• \(Q=0\)
• \(Q<К\)
• \(Q= \infty\) и
• \(Q>К\).

Чтобы правильно предсказать, как будет развиваться реакция, вы должны знать эти взаимосвязи.

Ситуация 1: Q = K

Когда Q=K, система находится в равновесии и нет смещения ни влево, ни вправо.

Возьмем, например, обратимую реакцию, показанную ниже:

\[ CO_{(g)}+2H_{2 \; (g)} \rightleftharpoons CH_{3}OH_{(g)} \]

Значение K _c при 483 K равно 14,5. Если Q=14,5, то реакция находится в равновесии и не будет развития реакции ни вперед, ни назад.

Ситуация 2: Q

< K

Когда Q

Рассмотрим еще раз:

\[ CO_{(g)}+2H_{2 \; (g)} \rightleftharpoons CH_{3}OH_{(g)} \]

Для Q

\[ CO_{(g)}+2H_{2 \; (g)} \longrightarrow CH_{3}OH_{(g)} \]

, чтобы можно было установить равновесие.

Q равно нулю

Если Q=0, то Q меньше K. Следовательно, когда Q=0, реакция смещается вправо (вперед). Простой способ запомнить эти отношения — подумать: «Если у вас ничего нет, единственное, что вам остается делать, — это двигаться вперед». Если Q равно нулю, реакция сдвинется вперед (вправо):

\[CO_{(g)}+2H_{2 \; (g)} \longrightarrow CH_{3}OH_{(g)} \]

Ситуация 3: Q > K

Когда Q>K, продуктов больше, чем реагентов. Чтобы уменьшить количество продуктов, реакция сдвинется влево и образуется больше реагентов. Для Q>K:

\[CO_{(g)}+2H_{2 \; (g)} \longleftarrow CH_{3}OH_{(g)} \]

Q равно бесконечности

Когда Q=∞, реакция сдвигается влево (назад). Это вариант, когда Q>>>K.

\[CO_{(g)}+2H_{2 \; (g)} \longleftarrow CH_{3}OH_{(g)} \]

Запоминание взаимосвязи между K и Q

Простой способ запомнить эти взаимосвязи — представить > или < как пасть аллигатора . Аллигатор будет «есть» в том направлении, в котором смещается реакция, если \(Q\) пишется перед \(K\).

Удобная таблица с описанием взаимосвязей Q и K

Запоминание этих простых соотношений поможет вам решить, как протекает реакция. Таблицу с их описанием можно найти ниже.

Предсказание сдвига реакции без вычислений

В зависимости от того, что ставит перед вами задача, иногда вообще не нужно производить никаких расчетов. Возьмем, к примеру, известную теперь обратимую реакцию, приведенную ниже:

\[CO_{(g)}+2H_{2\; (g)} \rightleftharpoons CH_{3}OH_{(g)} \]

Как вы думаете, что произойдет, если добавить больше метанола (Ch4OH)? Равновесие будет нарушено, а увеличение продуктов означает, что Q>K. Чтобы восстановить равновесие, реакция пойдет влево, в сторону реагентов. Это означает, что часть добавленного метанола будет распадаться на монооксид углерода и газообразный водород.

\[CO_{(g)}+2H_{2 \; (g)} \longleftarrow CH_{3}OH_{(g)} \]

А что, если большее количество реагентов, окись углерода и газообразный водород, представляют собой a? Вы должны понимать, что это нарушит равновесие. Q

\[CO_{(г)}+2H_{2\; (г)} \longrightarrow CH_{3}OH_{(г)} \]

Идеи, проиллюстрированные выше, отражают принцип Ле Шателье, в соответствии с которым, когда уравновешенная система подвергается изменению температуры, давления или концентрации веществ в реакции, система отвечает достижением нового равновесия, которое частично компенсирует влияние изменения . Предсказать, по какому пути пойдет реакция, может быть самой простой вещью, которую вы когда-либо делали в химии!

Пример: все вместе

Чтобы правильно использовать связь между Q и K, вы должны знать, как ее настроить. Возьмем, к примеру, приведенную ниже реакцию:

Если начать с 4,00 М CH ₄ , 2,00 М C ₂ H ₂ и 3,00 М H ₂ , в каком направлении пойдет реакция, чтобы достичь равновесия?

Задачи

1) Рассмотрим эту реакцию:

\(2NOBr_{(g)} \leftrightharpoons 2NO_{(g)}+Br_{2}\)

Если K _c = 0,0142 и начальное концентрации составляют 1,0 М NOBr, 0,2 М NO и 0,8 М Br ₂ , в каком направлении будет протекать реакция, чтобы достичь равновесия?

2) Что такое Q и его цель?

3) Рассмотрим следующую равновесную реакцию:

\(N_{2}O_{4 \; (г)} \leftrightharpoons 2NO_{2 \; (г)}\)

Если больше N ₂ O ₄ , по какому пути пойдет реакция?

4) Рассмотрим следующую реакцию:

\(CO_{(г)}+Cl_{2 \; (г)} \leftrightharpoons COCl_{2 \; (г)}\)

С К _c 1,2 x 10 ³ при 668 K, представляет собой реакцию в равновесии, когда есть 5,00 моль CO (г), 2,00 моль Cl ₂ (г) и 6,00 моль COCl ₂ (г) в колбе на 3,00 л? Если нет, то в каком направлении пойдет реакция, чтобы достичь равновесия?

5) Рассмотрим следующую реакцию:

\(H_{2 \; (g)}+I_{2 \; (g)} \leftrightharpoons 2HI_{(g)}\)

Если K _c = 50,2 при 718 К и начальных концентрациях 0,5 М H ₂ , 0,15 М I _{2 ,} и 0,05 М HI, в каком направлении пойдет реакция?

6) Рассмотрим следующую реакцию:

\(2COF_{2 \; (g)} \leftrightharpoons CO_{2 \; (g)}+CF_{4 \; (g)}\)

Если K _c = 2,00 при 473 K и начальные концентрации 2,0 М CO ₂ , 4,0 М CF ₄ и 0,5 М COF ₂ , в каком направлении пойдет реакция?

7) Рассмотрим следующую реакцию:

\(2SO_{2 \; (ж)}+O_{2 \: (ж)} \leftrightharpoons 2SO_{3 \; (ж)}\)

K _c =100. При начальной массе 20 г SO ₂ , 13 г O 92}\)

\(Q_c = 0,032\)

Следовательно, Q _c > K _c и реакции смещаются в сторону реагентов.

2) Q — коэффициент реакции, который помогает определить, будет ли реакция смещаться вперед или назад. По мере приближения системы к равновесию Q приближается к K.

3) Реакция пойдет вправо.

4) Нет, не в равновесии. Поскольку Q

5) Q = 0,033, поэтому Q

6) Q = 32,0, поэтому Q>K. Реакция сместится влево.

7) Q = 12, поэтому Q

Ссылки

1. Alberty, R., A. Cornish-Bowden, et al. (1994). «Рекомендации по номенклатуре и таблицам по биохимической термодинамике». Чистое приложение. Хим. 66 : 1641–1666.
2. Голд, Дж. и В. Голд (1985). «Принцип Ле Шателье и законы Ван-т-Гоффа». Химическое образование 22 : 82-85.