THERMODYNAMISCHE PROCESSEN: SOORTEN EN VOORBEELDEN - CHEMIE - 2025

De thermodynamische processen zijn fysische of chemische verschijnselen waarbij sprake is van warmtestroom (energie) of werk tussen een systeem en zijn omgeving. Als we het over warmte hebben, komt het beeld van vuur rationeel voor de geest, wat de typische manifestatie is van een proces waarbij veel thermische energie vrijkomt.

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

De warmtestroom bestaat echter niet alleen, maar de systemen kunnen ook veranderingen in een bepaalde variabele in hun omgeving genereren als reactie op het beschouwde fenomeen. Volgens thermodynamische wetten moet er een afweging zijn tussen reactie en warmte, zodat materie en energie altijd behouden blijven.

Het bovenstaande geldt 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 wezen de begin- en de laatste).

Thermodynamische modellen proberen echter beide werelden te verbinden door variabelen zoals druk, volume en temperatuur van de systemen te regelen, waarbij sommige van deze constanten behouden blijven om het effect van de andere te bestuderen.

Het eerste model dat deze benadering mogelijk maakt, is dat van ideale gassen (PV = nRT), waarbij n het aantal mol is, dat gedeeld door het volume V het molaire volume geeft.

Door vervolgens de veranderingen tussen de systeemomgeving als functie van deze variabelen uit te drukken, kunnen andere worden gedefinieerd, zoals werk (PV = W), essentieel voor machines en industriële processen.

Aan de andere kant zijn voor chemische verschijnselen andere soorten thermodynamische variabelen van groter belang. Deze houden rechtstreeks verband met het vrijkomen of opnemen van energie, en zijn afhankelijk van de intrinsieke aard van de moleculen: de vorming en soorten bindingen.

Systemen en verschijnselen in thermodynamische processen

In de bovenste afbeelding 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 niets kan binnenkomen of vertrekken; energie kan echter de grenzen van de doos overschrijden. Met andere woorden: fenomeen F kan energie vrijgeven of absorberen, en zo wijzigen wat buiten de kaders valt.

Aan de andere kant hebben in het open systeem de horizonten van het systeem hun stippellijnen, wat betekent dat zowel energie als materie kan komen en gaan tussen het systeem 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 de derde doos omsloten door een bel. Het is nodig om duidelijk te maken dat de omgeving de rest van het universum kan zijn, en dat de studie degene is die bepaalt in hoeverre de reikwijdte van het systeem moet worden overwogen.

Fysische en chemische verschijnselen

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

Wat is het verschil? Kort gezegd: de eerste verbreekt of creëert geen nieuwe links, terwijl de tweede dat wel doet.

Aldus kan een thermodynamisch proces worden overwogen naargelang het fenomeen fysisch of chemisch is. Beide hebben echter een verandering in bepaalde moleculaire of atomaire eigenschappen gemeen.

Voorbeelden van fysische verschijnselen

Het verwarmen van water in een pot veroorzaakt een toename van botsingen tussen de moleculen, tot het punt waarop de dampdruk gelijk is aan de atmosferische druk, en dan treedt de faseverandering van vloeistof naar gas op. Met andere woorden: het water verdampt.

Hier verbreken de watermoleculen geen enkele van hun bindingen, maar ondergaan ze energetische veranderingen; of wat hetzelfde is, de interne energie U van het water wordt gewijzigd.

Wat zijn de thermodynamische variabelen voor dit geval? De atmosferische druk P _ex , het temperatuurproduct van de verbranding van het kookgas en het volume van het water.

De atmosferische druk is constant, maar de temperatuur van het water niet, omdat het opwarmt; noch het volume, omdat de moleculen ervan in de ruimte uitzetten. 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 doet? In dit geval blijft het volume constant (zolang de druk niet vrijkomt als de bonen worden gekookt), maar veranderen de druk en temperatuur.

Dit komt doordat het geproduceerde gas niet kan ontsnappen en weerkaatst tegen de wanden van de pot en het oppervlak van de vloeistof. We spreken dan van een ander fysisch fenomeen, maar binnen een isochoor proces.

Voorbeelden van chemische verschijnselen

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

Deze intrinsieke variabelen van materie worden gedefinieerd en uitgedrukt in termen van macroscopische thermodynamische variabelen (P, T en V), volgens het geselecteerde wiskundige model (doorgaans dat van ideale gassen). Hierdoor kunnen thermodynamische studies worden uitgevoerd naar chemische verschijnselen.

U wilt bijvoorbeeld een chemische reactie van het type A + B => C bestuderen, maar de reactie vindt pas plaats bij een temperatuur van 70 ºC. Bovendien wordt bij temperaturen boven 100 ºC, in plaats van dat C wordt geproduceerd, D.

Onder deze omstandigheden moet de reactor (het geheel waar de reactie plaatsvindt) een constante temperatuur van rond de 70 ºC garanderen, dus het proces is isotherm.

Typen en voorbeelden van thermodynamische processen

Adiabatische processen

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

Voorbeelden

Een voorbeeld hiervan zijn calorimeters, die de hoeveelheid warmte bepalen die vrijkomt of geabsorbeerd wordt bij een chemische reactie (verbranding, oplossing, oxidatie, etc.).

Binnen de fysische verschijnselen is de beweging die wordt gegenereerd door het hete gas als gevolg van de druk die wordt uitgeoefend op de zuigers. Evenzo, wanneer een luchtstroom druk uitoefent op een aardoppervlak, stijgt de temperatuur wanneer 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 wanneer het een hogere druk voelt, waardoor de deeltjes gedwongen worden te condenseren.

Adiabatische processen zijn ideaal voor veel industriële processen, waar een lager warmteverlies een lagere prestatie betekent, wat tot uiting komt in de kosten. Om het als zodanig te beschouwen, moet de warmtestroom nul zijn of moet de hoeveelheid warmte die het systeem binnenkomt gelijk zijn aan de hoeveelheid warmte die het systeem binnenkomt.

Isotherme processen

Isotherme processen zijn alle processen waarbij de temperatuur van het systeem constant blijft. Het doet dit door te werken, zodat de andere variabelen (P en V) in de tijd variëren.

Voorbeelden

Voorbeelden van dit soort thermodynamische processen zijn ontelbaar. In wezen vindt veel celactiviteit plaats bij constante temperatuur (de uitwisseling van ionen en water door celmembranen). Binnen chemische reacties worden alle processen die thermische evenwichten tot stand brengen, beschouwd als isotherme processen.

Het menselijk metabolisme slaagt erin om een ​​constante lichaamstemperatuur (ongeveer 37 ° C) te handhaven door middel van 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 bijvoorbeeld bevriest, komt er warmte vrij, waardoor wordt voorkomen dat de temperatuur blijft dalen totdat deze volledig in de vaste fase is. Zodra dit gebeurt, kan de temperatuur verder dalen, omdat de vaste stof geen energie meer afgeeft.

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

Isobarische processen

Bij deze processen blijft de druk in het systeem constant en varieert het volume en de temperatuur. Over het algemeen kunnen ze voorkomen in systemen die openstaan ​​naar de atmosfeer, of in gesloten systemen waarvan de grenzen kunnen worden vervormd door de toename van het volume, om de toename van de druk tegen te gaan.

Voorbeelden

In cilinders in motoren, wanneer het gas wordt verwarmd, duwt het de zuiger, waardoor het volume van het systeem verandert.

Als dit niet het geval was, zou de druk toenemen, aangezien het systeem de botsingen van de gasvormige soorten op de cilinderwanden niet kan verminderen.

Isochore processen

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

In wezen zijn het fysische of chemische verschijnselen die in elke container worden bestudeerd, al dan niet onder beweging.

Voorbeelden

Voorbeelden van deze processen zijn onder meer het koken van voedsel, het bereiden van koffie, het koelen van een ijsfles, het kristalliseren van suiker, het oplossen van een slecht oplosbaar neerslag, een ionenuitwisselingschromatografie.

Referenties

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