Samenvatting
Samenvatting Thermodynamische processe (I002423A)
- Instelling
- Universiteit Gent (UGent)
Dit is een volledige samenvatting van het vak Thermodynamische processen (IA). Dit werd gegeven door Prof. Ronsse in het jaar 2021/2022.
[Meer zien]Voorbeeld 4 van de 52 pagina's
Voorbeeld 4 van de 52 pagina's
In winkelwagenVerkoper
VolgenVoorbeeld van de inhoud
Hoofdstuk 1: Inleiding1.1 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
Voordelen van het kopen van samenvattingen bij Stuvia op een rij:
√ Verzekerd van kwaliteit door reviews
Stuvia-klanten hebben meer dan 700.000 samenvattingen beoordeeld. Zo weet je zeker dat je de beste documenten koopt!
Snel en makkelijk kopen
Je betaalt supersnel en eenmalig met iDeal, Bancontact of creditcard voor de samenvatting. Zonder lidmaatschap.
Focus op de essentie
Samenvattingen worden geschreven voor en door anderen. Daarom zijn de samenvattingen altijd betrouwbaar en actueel. Zo kom je snel tot de kern!
Veelgestelde vragen
Wat krijg ik als ik dit document koop?
Je krijgt een PDF, die direct beschikbaar is na je aankoop. Het gekochte document is altijd, overal en oneindig toegankelijk via je profiel.
Tevredenheidsgarantie: hoe werkt dat?
Onze tevredenheidsgarantie zorgt ervoor dat je altijd een studiedocument vindt dat goed bij je past. Je vult een formulier in en onze klantenservice regelt de rest.
Van wie koop ik deze samenvatting?
Stuvia is een marktplaats, je koop dit document dus niet van ons, maar van verkoper mariedewillemacker. Stuvia faciliteert de betaling aan de verkoper.
Zit ik meteen vast aan een abonnement?
Nee, je koopt alleen deze samenvatting voor €6,99. Je zit daarna nergens aan vast.
Is Stuvia te vertrouwen?
4,6 sterren op Google & Trustpilot (+1000 reviews)
Afgelopen 30 dagen zijn er 53340 samenvattingen verkocht
Opgericht in 2010, al 14 jaar dé plek om samenvattingen te kopen