Hoorcolleges thermodynamica
Hoorcollege 1 (hfd 1 + hfd 2)
Leerdoelen van deze cursus:
- Kennis van de concepten van de thermodynamica
o Macroscopische variabelen (volume, druk, temperatuur)
o Toestansgrootheden (enthalpie, entropie, vrije energie)
o De hoofdwetten van de klassieke thermodynamica
o Statistische thermodynamica (vertaling van microscopische energieverdeling naar macroscopisch
gedrag)
- Kunnen toepassen in context
o Berekenen van geleverde arbeid & afgegeven warmte in een proces
o Berekenen van efficiency van motoren & koelsystemen
o Berekenen van reactiewarmtes & reactie-evenwichten
o Voorspellen van temperatuurafhankelijkheid warmtecapaciteiten
o Factoren die eiwitvouwing en eiwit-ligand binding beïnvloeden kunnen analyseren
Hoofdstuk 1
Klassieke thermodynamica:
- Oorsprong: experimentele waarnemingen (Boyle, Charles, Avogadro, Dalton) van P, V en T. De wetmatigheden
waren bekend voordat het atoommodel werd opgesteld.
- Toepassingen: rendement van motoren (interne energie →beweging) bij de stoommachine/ ottomotor/
dieselmotor. Synthese van ammonia door Haber-Bosch proces. Batterijen versus brandstofcellen. Ligging van
chemische evenwichten.
Statistische thermodynamica:
- Oorsprong: temperatuur (gemiddelde interne energie van een set deeltjes), statistiek (hoe wordt die energie
verdeeld over de deeltjes) en partitiefunctie (hoe waarschijnlijk is een bepaalde verhouding). Theorie gebruikt
microscopische kennis van de mogelijke energieniveaus: van enkele deeltjes naar (telbaar) veel deeltjes.
- Toepassingen: binding van liganden aan een eiwit, Vouwing van eiwitten. Vorming van super moleculaire
structuren (micellen, membranen, vesicles, etc)
Ideale gaswet:
- Klassieke mechanica: kinetische energie van botsende deeltjes. Definitie van druk P=F/A.
- Ideale gaswet →PV=nRT. Hierbij is R een constante.
Dit is een combinatie van wetten van Boyle (V∝1/P), Charles (V∝T) en Avogadro (V∝n). Hierbij wordt uitgegaan
van een elastische botsing (geen energie en momentum verlies). Uit de wet volgt: aantal deeltjes↑→P↑,
temperatuur↑→P↑ en volume ↓→P↑. Zware moleculen bewegen langzamer dan lichte moleculen.
- Intensieve variabelen= onafhankelijk van de grootte van het systeem (P en T) & extensieve variabelen=
evenredig met de grootte van het systeem (V en n).
Aannames bij de ideale gaswet zijn:
1. Deeltjes zijn oneindig klein, hierdoor botsen ze niet met elkaar maar wel met de wand.
2. Deeltjes botsen elastisch met de wand.
,Temperatuur:
- -273 is het absolute nulpunt, hier beweegt/botst geen enkel deeltje meer.
- Temperatuurschalen:
o Centigrade: smelten/koken water
o Celcius: op basis van triple point water
o Kelvin: nulpunt bij absoluut nulpunt
- De druk is lineair met de temperatuur.
- Graden celcius + 273 = Kelvin
Niet-ideale gassen: maak gebruik van ‘van der Waals vergelijking’:
. Hoe meer deeltjes er zijn, hoe meer volume er wordt
ingenomen. Hierdoor neemt P toe. Bij gassen is er een aantrekkende kracht op grote afstand en een afstotende kracht op
korte afstand. Hierdoor gaat het volume nooit naar nul, ook niet als de druk heel hoog is.
Wanneer je begint met 2 gescheiden systemen met verschillende T en P, dan kunnen er 2 dingen gebeuren: adiabatische
wanden= bij de eindsituatie heb je verschillende T en P, dit zijn dus perfect isolerende wanden. Diathermale wanden= bij
de eindsituatie heb je dezelfde T en P, dit komt dus door de wanden die een beetje meegeven en daardoor wordt de
temperatuur doorgegeven (denk aan een cola fles die warm wordt als het in de zon ligt).
Definities:
- Systeem: alle materie die wordt bestudeerd. De rest is omgeving (surroundings).
o Open systeem: materie- en energie-uitwisseling met omgeving wel mogelijk (koffiemok)
o Gesloten systeem: materie-uitwisseling niet mogelijk, energie-uitwisseling wel mogelijk (cola fles)
o Geïsoleerd systeem: materie- en energie uitwisseling niet mogelijk (thermosbeker)
- Muur: scheiding tussen het systeem en omgeving
o Vast (ridige) of verplaatsbaar (movable)
o Permeabel of niet permeabel
Hoofdstuk 2
Interne energie (U):
- Je kan energie opslaan in bindingen van moleculen. Hoe meer energie ze bevatten, hoe harder ze vibreren. Je
hebt wel een minimale energie/temperatuur nodig. Bij een te late energie lukt dit niet. De opslagcapaciteit is dus
afhankelijk van de temp. Moleculaire interpretatie: translatie van energie in moleculen, energie in vibraties en
rotaties, potentiele energie in moleculaire bindingen, potentiele energie in interacties tussen de atomen
- Moleculaire energieniveaus: vrijheidsgraden
o Translatie: atomen en moleculen, bijna niet gekwantieerd
o Rotatie: moleculen, gekwantiseerd
o Vibratie: moleculen, sterk gewantiseerd
o Elektronische toestanden: atomen en moleculen
- Eerste hoofdwet: U is constant. Er geldt:
en
- Arbeid en warmte . Hierbij is q de warmte en w de arbeid. De hoeveelheid energie om
een systeem op te warmen is
, Warmte:
- Net als arbeid is warmte gerelateerd aan verandering van toestand
- + dan temperatuur van het systeem neemt toe, - dan temperatuur van het systeem neemt af
Warmtecapaciteit:
- Constant volume: Cv & constante druk: Cp.
- Intensieve grootheden: Cv,m en Cp,m (J K-1 mol-1)
- De warmtecapaciteit is afhankelijk van temperatuur en fase. Deze is het makkelijkste te meten bij een constante
druk. Je kan het uitdrukken in g-1 of mol-1.
Padafhankelijke functies:
- Toestandsfunctie is U. ∆U is afhankelijk van de gekozen pad.
- Padafhankelijke functies: w en q.
Arbeid voor (ir)reversibele processen
- Systeem verricht maximale arbeid voor een proces onder reversibele condities. → dit kan alleen als er gelijke
druk is.
Het rode blok is de hoeveelheid arbeid die wordt verricht.
Het gele blok is het verschil in de hoeveelheid energie die wordt uitgevoerd en wat de omgeving doet.
expansie
compressie
- Intern evenwicht: uniforme distributie (overal zijn P, T en de concentratie hetzelfde).
- Quasi-statisch proces: oneindig langzame overgang van begin naar eindtoestand via evenwichtstoestanden. Dit
noem je een reversibel proces: kleine verandering in stuurvariabele kan het proces omdraaien. Voorbeeld:
Hoorcollege 1 (hfd 1 + hfd 2)
Leerdoelen van deze cursus:
- Kennis van de concepten van de thermodynamica
o Macroscopische variabelen (volume, druk, temperatuur)
o Toestansgrootheden (enthalpie, entropie, vrije energie)
o De hoofdwetten van de klassieke thermodynamica
o Statistische thermodynamica (vertaling van microscopische energieverdeling naar macroscopisch
gedrag)
- Kunnen toepassen in context
o Berekenen van geleverde arbeid & afgegeven warmte in een proces
o Berekenen van efficiency van motoren & koelsystemen
o Berekenen van reactiewarmtes & reactie-evenwichten
o Voorspellen van temperatuurafhankelijkheid warmtecapaciteiten
o Factoren die eiwitvouwing en eiwit-ligand binding beïnvloeden kunnen analyseren
Hoofdstuk 1
Klassieke thermodynamica:
- Oorsprong: experimentele waarnemingen (Boyle, Charles, Avogadro, Dalton) van P, V en T. De wetmatigheden
waren bekend voordat het atoommodel werd opgesteld.
- Toepassingen: rendement van motoren (interne energie →beweging) bij de stoommachine/ ottomotor/
dieselmotor. Synthese van ammonia door Haber-Bosch proces. Batterijen versus brandstofcellen. Ligging van
chemische evenwichten.
Statistische thermodynamica:
- Oorsprong: temperatuur (gemiddelde interne energie van een set deeltjes), statistiek (hoe wordt die energie
verdeeld over de deeltjes) en partitiefunctie (hoe waarschijnlijk is een bepaalde verhouding). Theorie gebruikt
microscopische kennis van de mogelijke energieniveaus: van enkele deeltjes naar (telbaar) veel deeltjes.
- Toepassingen: binding van liganden aan een eiwit, Vouwing van eiwitten. Vorming van super moleculaire
structuren (micellen, membranen, vesicles, etc)
Ideale gaswet:
- Klassieke mechanica: kinetische energie van botsende deeltjes. Definitie van druk P=F/A.
- Ideale gaswet →PV=nRT. Hierbij is R een constante.
Dit is een combinatie van wetten van Boyle (V∝1/P), Charles (V∝T) en Avogadro (V∝n). Hierbij wordt uitgegaan
van een elastische botsing (geen energie en momentum verlies). Uit de wet volgt: aantal deeltjes↑→P↑,
temperatuur↑→P↑ en volume ↓→P↑. Zware moleculen bewegen langzamer dan lichte moleculen.
- Intensieve variabelen= onafhankelijk van de grootte van het systeem (P en T) & extensieve variabelen=
evenredig met de grootte van het systeem (V en n).
Aannames bij de ideale gaswet zijn:
1. Deeltjes zijn oneindig klein, hierdoor botsen ze niet met elkaar maar wel met de wand.
2. Deeltjes botsen elastisch met de wand.
,Temperatuur:
- -273 is het absolute nulpunt, hier beweegt/botst geen enkel deeltje meer.
- Temperatuurschalen:
o Centigrade: smelten/koken water
o Celcius: op basis van triple point water
o Kelvin: nulpunt bij absoluut nulpunt
- De druk is lineair met de temperatuur.
- Graden celcius + 273 = Kelvin
Niet-ideale gassen: maak gebruik van ‘van der Waals vergelijking’:
. Hoe meer deeltjes er zijn, hoe meer volume er wordt
ingenomen. Hierdoor neemt P toe. Bij gassen is er een aantrekkende kracht op grote afstand en een afstotende kracht op
korte afstand. Hierdoor gaat het volume nooit naar nul, ook niet als de druk heel hoog is.
Wanneer je begint met 2 gescheiden systemen met verschillende T en P, dan kunnen er 2 dingen gebeuren: adiabatische
wanden= bij de eindsituatie heb je verschillende T en P, dit zijn dus perfect isolerende wanden. Diathermale wanden= bij
de eindsituatie heb je dezelfde T en P, dit komt dus door de wanden die een beetje meegeven en daardoor wordt de
temperatuur doorgegeven (denk aan een cola fles die warm wordt als het in de zon ligt).
Definities:
- Systeem: alle materie die wordt bestudeerd. De rest is omgeving (surroundings).
o Open systeem: materie- en energie-uitwisseling met omgeving wel mogelijk (koffiemok)
o Gesloten systeem: materie-uitwisseling niet mogelijk, energie-uitwisseling wel mogelijk (cola fles)
o Geïsoleerd systeem: materie- en energie uitwisseling niet mogelijk (thermosbeker)
- Muur: scheiding tussen het systeem en omgeving
o Vast (ridige) of verplaatsbaar (movable)
o Permeabel of niet permeabel
Hoofdstuk 2
Interne energie (U):
- Je kan energie opslaan in bindingen van moleculen. Hoe meer energie ze bevatten, hoe harder ze vibreren. Je
hebt wel een minimale energie/temperatuur nodig. Bij een te late energie lukt dit niet. De opslagcapaciteit is dus
afhankelijk van de temp. Moleculaire interpretatie: translatie van energie in moleculen, energie in vibraties en
rotaties, potentiele energie in moleculaire bindingen, potentiele energie in interacties tussen de atomen
- Moleculaire energieniveaus: vrijheidsgraden
o Translatie: atomen en moleculen, bijna niet gekwantieerd
o Rotatie: moleculen, gekwantiseerd
o Vibratie: moleculen, sterk gewantiseerd
o Elektronische toestanden: atomen en moleculen
- Eerste hoofdwet: U is constant. Er geldt:
en
- Arbeid en warmte . Hierbij is q de warmte en w de arbeid. De hoeveelheid energie om
een systeem op te warmen is
, Warmte:
- Net als arbeid is warmte gerelateerd aan verandering van toestand
- + dan temperatuur van het systeem neemt toe, - dan temperatuur van het systeem neemt af
Warmtecapaciteit:
- Constant volume: Cv & constante druk: Cp.
- Intensieve grootheden: Cv,m en Cp,m (J K-1 mol-1)
- De warmtecapaciteit is afhankelijk van temperatuur en fase. Deze is het makkelijkste te meten bij een constante
druk. Je kan het uitdrukken in g-1 of mol-1.
Padafhankelijke functies:
- Toestandsfunctie is U. ∆U is afhankelijk van de gekozen pad.
- Padafhankelijke functies: w en q.
Arbeid voor (ir)reversibele processen
- Systeem verricht maximale arbeid voor een proces onder reversibele condities. → dit kan alleen als er gelijke
druk is.
Het rode blok is de hoeveelheid arbeid die wordt verricht.
Het gele blok is het verschil in de hoeveelheid energie die wordt uitgevoerd en wat de omgeving doet.
expansie
compressie
- Intern evenwicht: uniforme distributie (overal zijn P, T en de concentratie hetzelfde).
- Quasi-statisch proces: oneindig langzame overgang van begin naar eindtoestand via evenwichtstoestanden. Dit
noem je een reversibel proces: kleine verandering in stuurvariabele kan het proces omdraaien. Voorbeeld:
