Hoofdstuk 1: Inleiding
1.1 Wat is thermodynamica?
= studie van processen waarbij energie overgedragen wordt (kruispunt fysica en chemie =>
onderdeel vd fysico-chemie)
Microscopische benadering: gedrag van moleculen als afzonderlijke entiteiten in rekening gebracht
(veel ingewikkelder, maar meer fundamentele aanpak)
Macroscopische benadering: enkel meetbare eigenschappen in rekening gebracht (alleen geldig als
er voldoende moleculen aanwezig zijn => toevallige fluctuaties verwaarloosbaar)
1.2 Het systeem
= ruimtelijke afbakening van datgene wat we willen bestuderen
Omgeving: al wat buiten het systeem ligt
Systeemgrenzen: materiële of imaginaire grens tss omgeving en systeem (evt verplaatsbaar)
Open systeem: zowel materie als energie uitwisselbaar tss systeem en omgeving (bv. ieder mens,
radiator, stromingsystemen)
Gesloten systeem: begrenzende opp laat geen materie door, wel energie, wanden niet noodzakelijk
onbeweeglijk => er kan vormverandering optreden
1.3 Toestandsgrootheden
= eigenschap die de toestand ve systeem beschrijft (= toestandsparameter), macroscopische
grootheden, onafhankelijk vd gevolgde weg
1.4 Intensieve en extensieve grootheden
Extensieve grootheden: waarde evenredig met de massa (V), hoofdletter
Intensieve grootheden: waarde is onafhankelijk vd massa (P, T), kleine letter, afgeleid door
extensieve grootheden per massa aan materie te beschouwen (= delen door m)
=> soortelijke grootheden
Thermodynamische evenwicht: toestandsgrootheden veranderen niet als men het systeem isoleert
Zuiver substantie: stof waarvan de chemische samenstelling homogeen en cte is (gassen/ mengels
die niet van samenstelling veranderen)
P & V: karakteriseren een zuivere substantie in evenwicht bij afwezigheid van beweging en wnr er
geen oppspanning, elektrische of magnetische krachten zijn
=> toestandsdiagram
1.5 Toestanden en eenheden
= basiseenheden (SI-systeem)
, = afgeleide eenheden
= conversieregels!
Standaardtoestand:
− 1 atm (101325 Pa) en 0°C (273,15K)
− 1 bar (105 Pa) en 25°C (298,15K)
1.6 Toestands- en procesgrootheden
Exacte differentiaal: om kleine veranderingen ie toestandsgrootheid aan te duiden, (
-> resultaat enkel bepaald door begin- en eindtoestand, niet door manier waarop
Niet-exacte differentiaal: wijziging van geen toestandsgrootheden (bv. arbeid),
-> beschrijft een proces, afhankelijk vd gevolgde weg
1.7 Thermodynamische begrippen
1.7.1 Thermodynamische systemen en systeemgrenzen
Thermodynamisch systeem: bevat bepaalde hoeveelheid materie die duidelijk kan begrensd worden
Stationaire toestand: per tijdseenheid gaat evenveel materie nr binnen als nr buiten (= stationair
stromingsysteem), bij open systemen
Adiabatisch systeem: thermisch geïsoleerd vd omgeving, geen warmte-uitwisseling, gesloten of open
Geïsoleerd systeem: geen warmte en geen arbeid uitgewisseld (bv. thermosfles)
Koelmachine: gesloten systeem
1.8 De toestandsvgl
= bekomen vgl om andere grootheden af te leiden
Ideale gaswet: p.V = n.R.T met R = 8,314 J/molK
1.9 Thermodynamische processen
= als het systeem een toestandsverandering ondergaat (systeem oorspronkelijk in evenwicht;
verandering ve toestandsgrootheid nodig)
Gedurende het proces: geen evenwicht
Quasistatisch proces: proces dat voldoende traag gaat, waardoor bij benadering stapsgewijs de
evenwichtstoestand altijd blijft behouden
,Omkeerbaar of reversibel proces: als het systeem door een omgekeerde stapsgewijze verandering
kan teruggebracht worden in zijn oorspronkelijke toestand
>< niet-omkeerbaar of irreversibel proces (bv. door wrijving)
Niet-statisch proces: enkel in evenwicht voor en na het proces, tssliggende toestanden kunnen niet
bepaald worden => niet grafisch voorstelbaar, altijd irreversibel (bv. Joule-proef)
Kringprocessen: processen waarbij begin- en eindtoestand dezelfde zijn (omkeerbaar: gesloten
kromme ie toestandsdiagram)
Hoofdstuk 2: Fasen en faseovergangen
2.1 Inleiding
Fasediagram:
− geeft 3 ≠ aggregatietoestanden weer (afhankelijk van p
en V)
− materiaal kan ie bepaalde aggregatietoestand ≠ fasen
hebben (bv. diamant/ grafiet)
− grenslijnen: 2 fasen in thermodynamisch evenwicht
− tripelpunt: drie aggregatietoestanden kunnen naast
elkaar bestaan (ptr en Ttr)
− sublimatie: ijs rechtstreeks over nr waterdamp
− droog ijs: vast CO2 (er ontstaat geen vloeistof bij warmte-opname => om producten gekoeld
te bewaren)
− kritisch punt: onderscheid tss vloeistoffase en gasfase valt weg (p c, Tc en vc of vm,c)
− toestandopp: 3D-versie, specifiek-volume als 3 e dimensie
− superkritische vloeistof: stof bij hogere temp dan kritische temp en hogere druk dan kritische
druk (nooit in evenwicht met gas- of vloeistoffase)
=> deels eig ve vloeistof, deels eig ve gas (gebruikt als alternatieve organische solventen,
superkritische extractie)
=> liquefactie onmogelijk
− compressibiliteitsfactor Z: correctiefactor die afwijking ve reëel gas van ideaal gasgedrag
beschrijft (= compressiefactor of gasafwijkingsfactor)
= verhouding vh molaire volume ve reëel gas tot molaire volume ve ideaal gas bij = T en p
2.2 Ideale gassen
Mol: eenheid van hoeveelheid materie, 1 mol = hoeveelheid materie die evenveel objecten bevat als
er atomen zijn in 12 g C12 (= 6,02.1023 mol-1= getal van Avogadro NA)
Massafractie: massa vd component gedeeld door de totale massa vh mengsel (☹ niet nuttig om
thermodynamische karakteristieken ve mengsel te voorspellen)
Molfractie: # mol vd component gedeeld door totaal # mol vh mengsel (som van alle molfracties = 1)
Ideale gaswet:
− Ideale gassen: gedragen zich identiek bij hoge temp en lage druk
− Microscopische bewegingen zijn ongeordend: interageren niet met elkaar behalve door
elastische botsingen, diameter verwaarloosbaar klein in vgl met afstand tss naburige
gasmoleculen
− Wet van Boyle, wet van Charles, wet van Avogadro
− p.V = n.R.T (waarde van R hangt af vd gebruikte eenheden)
, wet van Dalton:
− druk uitgeoefend door een mengsel ideale gassen = som vd drukken uitgeoefend door de
individuele gassen die = volume innemen
− => ideale gaswet ook toepasbaar op mengsels van gassen
− Partieeldruk pA: pA = xA.p
=> niet-ideale gassen: totaaldruk = som van alle partieeldrukken
− Verondersteld dat gassen ih mengsel geen interactie hebben (met elkaar) en elk gas past zijn
eigen onafhankelijke druk toe (som = totale druk)
Wet van Amagat:
− Partiële volumes kunnen gesommeerd worden tot het totale volume vh mengsel
− ☹ niet makkelijk om partiële volumes te meten
− Verondersteld dat volumes zijn additief, interacties
vd ≠ gassen zijn : als de gemid interacties vd componenten
Kinetische gastheorie:
− Id 18e eeuw door Bernoulli
− Laat toe ideale gaswet te baseren op fundamentele eig van gassen en beter inzicht in p en V
− Veronderstellingen:
o Gasmolecule zijn puntmassa’s die cte willekeurige bewegingen maken
o Gasmoleculen botsen elastisch (Ekin kan overgedragen worden, maar niet omgezet
worden in andere vormen van energie)
o Gasmoleculen interageren enkel door botsing (op geen enkele andere wijze)
− Druk uitgeoefend op de wand: door botsingen ve groot # moleculen tegen de wnad
=> Impuls: massa maal de snelheid, impact hiervan berekenen
− Kwadratische gemid snelheid c, enkel afhankelijk vd temp
2
c
− Alleen translatie (bij mono-atomische gassen): <E kin> = m .
2
c2 c2
=> Ekin van 1 mol gas: em,kin = NA. m . =M.
2 2
=> em,kin = 3/2.R.T
− Meeratomige gassen: ook rotatie => 5 vrijheidsgraden => 3.R.T
− Equipartitiebegins of equipartitietheorema: elke vrijheidsgraad heeft gemid = energie, nl
½.R.T
− Twee-atomige gassen: 5 vrijheidsgraden => 5/2.R.T
Cte van Boltzmann:
− Universele gascte pet molecule: k = R/NA = 1,38.10-23 J/K
− <Ekin> = 3/2.k.T
2.3 Reële gassen
2.3.1 Inleiding
Kenmerken:
− Individuele moleculen hebben een niet-verwaarloosbaar volume
1.1 Wat is thermodynamica?
= studie van processen waarbij energie overgedragen wordt (kruispunt fysica en chemie =>
onderdeel vd fysico-chemie)
Microscopische benadering: gedrag van moleculen als afzonderlijke entiteiten in rekening gebracht
(veel ingewikkelder, maar meer fundamentele aanpak)
Macroscopische benadering: enkel meetbare eigenschappen in rekening gebracht (alleen geldig als
er voldoende moleculen aanwezig zijn => toevallige fluctuaties verwaarloosbaar)
1.2 Het systeem
= ruimtelijke afbakening van datgene wat we willen bestuderen
Omgeving: al wat buiten het systeem ligt
Systeemgrenzen: materiële of imaginaire grens tss omgeving en systeem (evt verplaatsbaar)
Open systeem: zowel materie als energie uitwisselbaar tss systeem en omgeving (bv. ieder mens,
radiator, stromingsystemen)
Gesloten systeem: begrenzende opp laat geen materie door, wel energie, wanden niet noodzakelijk
onbeweeglijk => er kan vormverandering optreden
1.3 Toestandsgrootheden
= eigenschap die de toestand ve systeem beschrijft (= toestandsparameter), macroscopische
grootheden, onafhankelijk vd gevolgde weg
1.4 Intensieve en extensieve grootheden
Extensieve grootheden: waarde evenredig met de massa (V), hoofdletter
Intensieve grootheden: waarde is onafhankelijk vd massa (P, T), kleine letter, afgeleid door
extensieve grootheden per massa aan materie te beschouwen (= delen door m)
=> soortelijke grootheden
Thermodynamische evenwicht: toestandsgrootheden veranderen niet als men het systeem isoleert
Zuiver substantie: stof waarvan de chemische samenstelling homogeen en cte is (gassen/ mengels
die niet van samenstelling veranderen)
P & V: karakteriseren een zuivere substantie in evenwicht bij afwezigheid van beweging en wnr er
geen oppspanning, elektrische of magnetische krachten zijn
=> toestandsdiagram
1.5 Toestanden en eenheden
= basiseenheden (SI-systeem)
, = afgeleide eenheden
= conversieregels!
Standaardtoestand:
− 1 atm (101325 Pa) en 0°C (273,15K)
− 1 bar (105 Pa) en 25°C (298,15K)
1.6 Toestands- en procesgrootheden
Exacte differentiaal: om kleine veranderingen ie toestandsgrootheid aan te duiden, (
-> resultaat enkel bepaald door begin- en eindtoestand, niet door manier waarop
Niet-exacte differentiaal: wijziging van geen toestandsgrootheden (bv. arbeid),
-> beschrijft een proces, afhankelijk vd gevolgde weg
1.7 Thermodynamische begrippen
1.7.1 Thermodynamische systemen en systeemgrenzen
Thermodynamisch systeem: bevat bepaalde hoeveelheid materie die duidelijk kan begrensd worden
Stationaire toestand: per tijdseenheid gaat evenveel materie nr binnen als nr buiten (= stationair
stromingsysteem), bij open systemen
Adiabatisch systeem: thermisch geïsoleerd vd omgeving, geen warmte-uitwisseling, gesloten of open
Geïsoleerd systeem: geen warmte en geen arbeid uitgewisseld (bv. thermosfles)
Koelmachine: gesloten systeem
1.8 De toestandsvgl
= bekomen vgl om andere grootheden af te leiden
Ideale gaswet: p.V = n.R.T met R = 8,314 J/molK
1.9 Thermodynamische processen
= als het systeem een toestandsverandering ondergaat (systeem oorspronkelijk in evenwicht;
verandering ve toestandsgrootheid nodig)
Gedurende het proces: geen evenwicht
Quasistatisch proces: proces dat voldoende traag gaat, waardoor bij benadering stapsgewijs de
evenwichtstoestand altijd blijft behouden
,Omkeerbaar of reversibel proces: als het systeem door een omgekeerde stapsgewijze verandering
kan teruggebracht worden in zijn oorspronkelijke toestand
>< niet-omkeerbaar of irreversibel proces (bv. door wrijving)
Niet-statisch proces: enkel in evenwicht voor en na het proces, tssliggende toestanden kunnen niet
bepaald worden => niet grafisch voorstelbaar, altijd irreversibel (bv. Joule-proef)
Kringprocessen: processen waarbij begin- en eindtoestand dezelfde zijn (omkeerbaar: gesloten
kromme ie toestandsdiagram)
Hoofdstuk 2: Fasen en faseovergangen
2.1 Inleiding
Fasediagram:
− geeft 3 ≠ aggregatietoestanden weer (afhankelijk van p
en V)
− materiaal kan ie bepaalde aggregatietoestand ≠ fasen
hebben (bv. diamant/ grafiet)
− grenslijnen: 2 fasen in thermodynamisch evenwicht
− tripelpunt: drie aggregatietoestanden kunnen naast
elkaar bestaan (ptr en Ttr)
− sublimatie: ijs rechtstreeks over nr waterdamp
− droog ijs: vast CO2 (er ontstaat geen vloeistof bij warmte-opname => om producten gekoeld
te bewaren)
− kritisch punt: onderscheid tss vloeistoffase en gasfase valt weg (p c, Tc en vc of vm,c)
− toestandopp: 3D-versie, specifiek-volume als 3 e dimensie
− superkritische vloeistof: stof bij hogere temp dan kritische temp en hogere druk dan kritische
druk (nooit in evenwicht met gas- of vloeistoffase)
=> deels eig ve vloeistof, deels eig ve gas (gebruikt als alternatieve organische solventen,
superkritische extractie)
=> liquefactie onmogelijk
− compressibiliteitsfactor Z: correctiefactor die afwijking ve reëel gas van ideaal gasgedrag
beschrijft (= compressiefactor of gasafwijkingsfactor)
= verhouding vh molaire volume ve reëel gas tot molaire volume ve ideaal gas bij = T en p
2.2 Ideale gassen
Mol: eenheid van hoeveelheid materie, 1 mol = hoeveelheid materie die evenveel objecten bevat als
er atomen zijn in 12 g C12 (= 6,02.1023 mol-1= getal van Avogadro NA)
Massafractie: massa vd component gedeeld door de totale massa vh mengsel (☹ niet nuttig om
thermodynamische karakteristieken ve mengsel te voorspellen)
Molfractie: # mol vd component gedeeld door totaal # mol vh mengsel (som van alle molfracties = 1)
Ideale gaswet:
− Ideale gassen: gedragen zich identiek bij hoge temp en lage druk
− Microscopische bewegingen zijn ongeordend: interageren niet met elkaar behalve door
elastische botsingen, diameter verwaarloosbaar klein in vgl met afstand tss naburige
gasmoleculen
− Wet van Boyle, wet van Charles, wet van Avogadro
− p.V = n.R.T (waarde van R hangt af vd gebruikte eenheden)
, wet van Dalton:
− druk uitgeoefend door een mengsel ideale gassen = som vd drukken uitgeoefend door de
individuele gassen die = volume innemen
− => ideale gaswet ook toepasbaar op mengsels van gassen
− Partieeldruk pA: pA = xA.p
=> niet-ideale gassen: totaaldruk = som van alle partieeldrukken
− Verondersteld dat gassen ih mengsel geen interactie hebben (met elkaar) en elk gas past zijn
eigen onafhankelijke druk toe (som = totale druk)
Wet van Amagat:
− Partiële volumes kunnen gesommeerd worden tot het totale volume vh mengsel
− ☹ niet makkelijk om partiële volumes te meten
− Verondersteld dat volumes zijn additief, interacties
vd ≠ gassen zijn : als de gemid interacties vd componenten
Kinetische gastheorie:
− Id 18e eeuw door Bernoulli
− Laat toe ideale gaswet te baseren op fundamentele eig van gassen en beter inzicht in p en V
− Veronderstellingen:
o Gasmolecule zijn puntmassa’s die cte willekeurige bewegingen maken
o Gasmoleculen botsen elastisch (Ekin kan overgedragen worden, maar niet omgezet
worden in andere vormen van energie)
o Gasmoleculen interageren enkel door botsing (op geen enkele andere wijze)
− Druk uitgeoefend op de wand: door botsingen ve groot # moleculen tegen de wnad
=> Impuls: massa maal de snelheid, impact hiervan berekenen
− Kwadratische gemid snelheid c, enkel afhankelijk vd temp
2
c
− Alleen translatie (bij mono-atomische gassen): <E kin> = m .
2
c2 c2
=> Ekin van 1 mol gas: em,kin = NA. m . =M.
2 2
=> em,kin = 3/2.R.T
− Meeratomige gassen: ook rotatie => 5 vrijheidsgraden => 3.R.T
− Equipartitiebegins of equipartitietheorema: elke vrijheidsgraad heeft gemid = energie, nl
½.R.T
− Twee-atomige gassen: 5 vrijheidsgraden => 5/2.R.T
Cte van Boltzmann:
− Universele gascte pet molecule: k = R/NA = 1,38.10-23 J/K
− <Ekin> = 3/2.k.T
2.3 Reële gassen
2.3.1 Inleiding
Kenmerken:
− Individuele moleculen hebben een niet-verwaarloosbaar volume
