Реферат: Основы термодинамики

«При изохорном процессе объем газа остается постоянным, поэтому газ не совершает работу.

Изменение внутренней энергии газа происходит благодаря теплообмену с окружающими телами:

При изотермическом процессе постоянна температура, поэтому внутренняя энергия не изменяется.

При изотермическом процессе количество теплоты, переданное газу от нагревателя, полностью расходуется на совершение работы:

Q = A.

При изотермическом расширении газа, находящегося в цилиндре под поршнем, молекулы газа, сталкиваясь с поршнем, уменьшает свою скорость и соответственно среднюю энергию, поэтому для поддержания постоянной температуры газа к нему подводится дополнительное количество теплоты.

При изотермическом сжатии газа (А<0) для сохранения постоянной температуры от газа отводится определенное количество теплоты (Q<0).

При изобарном расширении газа подведенное к нему количество теплоты расходуется на увеличении его внутренней энергии (U>0) и на совершение работы газом (А>0):

».[11]

Список использованной литературы:

1)  Грибов Л.А., Прокофьева Н.И. Основы физики. М.: Гардарика, 1998

2)  Карпенков С.Х. Концепции современного естествознания. М.: Академический проект, 2003

3)  Касьянов В.А. Физика. М.: Дрофа, 2003

Электролиты. Причины диссоциации

«Одной из характерных особенностей водных растворов солей, кислот и оснований является их электролитическая проводимость. В то же время дистиллированная вода очень плохо проводит электрический ток, а сухие кристаллические соли или щелочи вообще не обладают этой способностью.

Изучая свойства растворов солей, кислот и оснований, С. Аррениус пришел к заключению, что под действием молекул воды вещества в растворе подвергаются ионизации.

Вещества, водные растворы которых обладают электрической проводимостью, называют электролитами.

К электролитам относятся соединения, молекулы которых характеризуются полярной или ионной связью.

Вещества, водные растворы которых не проводят электрический ток, называют неэлектролитами.

Процесс распада электролита на ионы в водном растворе называют электролитической диссоциацией.

Механизм электролитической диссоциации позднее получил объяснение в связи с разработкой теории химической связи и химического равновесия. Распад электролита на ионы в растворе происходит в результате сложного физико-химического взаимодействия молекул с полярными молекулами воды. Если поместить кристаллы хлорида натрия в воду, то полярные молекулы воды принимают упорядоченное направленное положение по отношению к ионам в кристаллической решетке соли. Под влиянием этого взаимодействия и теплового движения молекул воды хлорид натрия распадается на ионы:

NaCl Na+ + Cl-

В данном случае происходит взаимодействие молекул воды с ионами в кристаллической решетке соли, в результате чего гидратированные ионы переходят в раствор (Рис.1).

О том, насколько велика роль растворителя для процесса диссоциации, можно судить по поведению хлороводорода в воде и, например, в бензоле.

Раствор HCl в бензоле электрической проводимостью не обладает, следовательно, в данном растворе отсутствуют ионы, т.е. не происходит диссоциации. Водный же раствор хлороводорода содержит ионы Н+ и Сl-, хотя газообразный HCl представляет собой молекулу с полярной ковалентной связью.

При воздействии диполей воды полярная связь в HCl еще больше поляризуется и в конце концов происходит ионизация молекулы HCl:

HCl  Н+ + Сl-

Рис.1. Распад кристаллов хлорида натрия на отдельные ионы под влиянием диполей воды:

а – открытых отдельных ионов; б – гидратированные ионы натрия и хлора в растворе

Далее ион водорода Н+ присоединяется к атому кислорода в молекуле Н2О по донорно-акцепторному механизму. Пару электронов для образования связи поставляет атом кислорода. Следовательно, суммарно диссоциацию HCl можно изобразить уравнением:

HCl + Н2О  Н3О+ + Сl-

Образующийся ион Н3О+ называется гидроксонием»[12].

«Стрелки показывают, что процесс идет в двух направлениях: наряду с диссоциацией молекулы на два иона идет обратный процесс рекомбинации (воссоединения) ионов в нейтральную молекулу.

Положительные ионы, движущиеся к катоду, называются катионами, отрицательные – анионами, т.е движущиеся к аноду.

Заметим, что если молекулы растворенного вещества не диссоциируют на ионы, то раствор не является проводником. Примером могут служить водные растворы сахара и глицерина, которые являются хорошими изоляторами»[13].

Степень диссоциации. Факторы, влияющие на степень диссоциации

«Поведение водных растворов электролитов в химических реакциях во многом зависит от того, насколько полно они распадаются на ионы. Для количественной оценки диссоциации важное значение имеют параметры, как степень и константа диссоциации.

Степень диссоциации а – это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к исходному числу молекул растворенного вещества:

Степень диссоциации иногда выражаю в процентах:

Степень диссоциации электролитов зависит от концентрации растворов: с понижением концентрации уменьшается взаимодействие ионов в растворе, которое приводит к образованию молекул, поэтому степень диссоциации возрастает. По степени диссоциации электролиты принято делить на сильные, слабые и средние. Сильные электролиты имеют а > 30%; слабые – а < 3%; средние - а в пределах от 3 до 30%.

К сильным электролитам в водных растворах относятся почти все соли, большинство неорганических кислот (HNO3, HCl, H2SO4, HClO4 и др.), а также гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. Средними электролитами являются H2SO3, H3PO4 и др. такие соединения, как H2S, Cu(OH)2 и др. являются слабыми электролитами.

Деление электролитов на слабые, средние и сильные носит условный характер, так как степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, от концентрации и температуры раствора. Водные растворы различных солей, кислот и оснований одной и той же концентрации в разной степени диссоциируют на ионы. На степень диссоциации существенно влияет присутствие одноименных ионов в растворе. Так, если в растворе имеется CuCl2, то равновесие системы

CuCl2 Cu2+ + 2Cl-

Можно сдвинуть влево путем увеличения концентрации ионов Cu2+или Cl-. Это достигается добавлением к раствору электролита, содержащего один из этих ионов»[14].

«Процессом, противоположным электролитической диссоциации является молизация – воссоединение ионов противоположных знаков в нейтральные молекулы. Если между процессами диссоциации и молизации существует динамическое, подвижное состояние, то а находится из уравнения:

При  имеем , т.е. в слабых растворах почти все молекулы диссоциированы. С ростом концентрации раствора а убывает. В сильных концентрированных растворах

»[15].

Необычные электролиты

Встречаются весьма и необычные электролиты. Например, электролитом является стекло, представляющее собой сильно переохлажденную жидкость, обладающую громадной вязкостью. При нагревании стекло размягчается и его вязкость сильно уменьшается. Присутствующие в стекле ионы натрия Na+ приобретают заметную подвижность, и становится возможным прохождение электрического тока, хотя при обычных температурах стекло является хорошим изолятором.

Наглядной демонстрацией этого может служить опыт, схема которого показана на рис.2.

Рис.2.

Демонстрация электропроводности стекла при нагревании

Стеклянная палочка АВ включена в осветительную сеть через реостат R. Пока палочка холодная, ток в цепи ничтожный из-за высокого сопротивления стекла. Если палочку нагреть газовой горелкой до температуры 300-400 0С, то ее сопротивление упадет до нескольких десятков омов и нить лампочки Л раскалится. Теперь можно закоротить лампочку ключом К. При этом сопротивление цепи уменьшится, и сила тока возрастет. В таких условиях палочка будет эффективно нагреваться электрическим током и раскаляться до яркого свечения, даже если убрать горелку[16].

[1] См.: бутиков Е.И., Кондратьев А.С., Уздин В.М. Физика. Строение и свойства вещества. М. – С.-П., ФИЗМАТЛИТ. – Стр. 141.

[2] См.: Учебник «Физика-10» В.А.Касьянов , М., Дрофа, 2003. – Стр. 248.

[3] См.: http://www.fizika.asvu.ru/page.php?id=34 - Первый закон термодинамики - закон сохранения энергии для систем, в которых существенную роль играют тепловые процессы

[4] Грибов Л.А., Прокофьева Н.И. Основы физики. М.: Гардарика, 1998, с.219

Страницы: 1, 2, 3