Напишем:


✔ Реферат от 200 руб., от 4 часов
✔ Контрольную от 200 руб., от 4 часов
✔ Курсовую от 500 руб., от 1 дня
✔ Решим задачу от 20 руб., от 4 часов
✔ Дипломную работу от 3000 руб., от 3-х дней
✔ Другие виды работ по договоренности.

Узнать стоимость!

Не интересно!

 

 

 

Термодинамический подход к оценке эффективности процессов преобразования природных энергоносителей и обезвреживания выбросов


Важнейшей проблемой растущей человеческой популяции является обеспечение своих потребностей в тепле и электроэнергии.

Энергия Солнца - это не только непосредственно его излучение, но и вторичная энергия: энергия ветра, гидроэнергия, энергия биомассы, воплощенная в химическую форму в растениях, и запасенная в виде горючих ископаемых.

В отличие от веществ, которые непрерывно циркулируют по разным блокам экосистемы и всегда могут входить в круговорот, энергия может быть использована только один раз.

Механизм такого универсального явления природы как односторонний поток энергии и его преобразования может быть познан на основе законов термодинамики (ТД).

Основное понятие в ТД – система, некий объем, выделенный из окружающей среды. Системой может быть смесь реагентов в колбе, промышленном реакторе, кусок твердого вещества, капля жидкости, пузырек газа, живая клетка или целый организм. Закрытая система может обмениваться с внешней средой только энергией, а открытая – также и веществом.

Термодинамическая система может быть охарактеризована такими свойствами, как масса (m), объем (V), давление (P), температуру (T), плотность (ρ), концентрация (с) и др. а также специальными термодинамическими функциями: энтальпией (H), энтропией (S), внутренней энергией (U), свободная энергией (G), химическим потенциалом (F).

Внутренняя энергия тела. складывается из кинетической энергии молекул тела и их структурных единиц (атомов, электронов, ядер), энергии взаимодействия атомов в молекулах и т. д. Во внутреннюю энергию не входят энергия движения тела как целого и потенциальная энергия, которой может обладать тело в каком-либо силовом поле (гравитационном, магнитном и др,).

Энтальпия (от греч.:enthalpo - нагреваю), однозначная функция состояния термодинамической системы при независимых параметрах энтропии и давлении, она связана с внутренней- энергией соотношением:

                                      Н = U + рV.

При постоянном p изменение энтальпии равно количеству теплоты, подведенной к системе. Поэтому энтальпию называют часто тепловой функцией или теплосодержанием. В состоянии термодинамического равновесия (при постоянном p и S) энтальпия системы минимальна

Энтропия (от греч.entropia - поворот, превращение) - функция состояния термодинамической системы, изменение которой dS в равновесном процессе равно отношению количества теплоты dQ, сообщенного системе или отведенного от нее, к термодинамической температуре Т системы. Неравновесные процессы в изолированной системе сопровождаются ростом энтропии, они приближают систему к состоянию равновесия, в котором S максимальна. Статистическая физика рассматривает энтропию как меру вероятности пребывания системы в данном состоянии (Больцман).

Понятие «энтропия» введено в 1865 Р. Клаузиусом. Им широко пользуются в физике, химии, биологии и теории информации.

Свободная энергия Гельмгольца определяется следующим образом:

                                              А = U – ТS

С ней тесно связана свободная энергия Гиббса:

                                                G=H-TS.

Изменение свободной энергии Гельмгольца численно равно максимальной величине работы, которая при этом может быть совершена. Аналогично изменение свободной энергии Гиббса численно равно максимальной величине работы (исключая работу, обусловленную расширением системы), которая может быть совершена в ходе процессе при условии постоянства давления.

В основе классической ТД лежат несколько положений, выведенных из опыта. Они сформулированы в виде 4-х начал (законов), а из них математическим и логическим путем могут быть получены частные закономерности, позволяющие предсказать вероятность осуществления и вероятное направление процессов преобразования энергии. Классическая термодинамика рассматривает в основном изолированные закрытые равновесные системы.

К открытым системам, обменивающимся с окружающей средой веществом (а также энергией и импульсом) относятся , как отмечалось ранее, химическая и биологическая системы (в т. ч. живые организмы), в которых непрерывно протекают химические реакции за счет поступающих извне веществ, а продукты реакций отводятся. Открытые системы могут находиться в стационарных состояниях, далеких от равновесных состояний

Теоретической основой исследования открытых систем является термодинамика неравновесных процессов.

Для количественного изучения неравновесных процессов, в частности определения их скоростей в зависимости от внешних условий составляются уравнения баланса массы, импульса, энергии, а также энтропии для элементарных объемов системы. Эти уравнения исследуются совместно с уравнениями рассматриваемых процессов.

Одним из направлений  термодинамики является химическая термодинамика- раздел физической химии, изучающий химические реакции и физико–химические превращения на основе представлений о термодинамическом равновесии в макроскопических системах. Химическая термодинамика включает термохимию, учение о химическом равновесии, растворах, фазовых переходах и процессах на границе раздела фаз.

Термодинамические соотношения широко применяют для определения максимально возможных (при данных температуре, давлении и т. п.) выходов продуктов химических реакций и др параметров технологических процессов.

Использование понятий и методов термодинамики неравновесных процессов позволяет определять потоки тепла и вещества для открытых систем с учетом кинетики химической реакции.

Выделение теплоты в ходе реакции свидетельствует о том , что еще до нее вещества обладали определенным количеством внутренней энергии. Превращения веществ приводит к изменению их внутренней энергии и сопровождается выделением или поглощением теплоты.

В каких же случаях теплота поглощается или выделяется входе реакций?

При протекании любой химической реакции происходит разрыв химических связей в молекулах исходных веществ и образование новых связей  в молекулах продуктов реакций. Разрыв связей сопровождается поглощением  определенного количества химической энергии. Образование связей – ее выделением. В зависимости от соотношения этих количеств в результате реакции энергия либо выделяется, либо поглощается. В ходе реакции :А2+В2 =2АВ разрываются связи в молекулах А2 и В2 и образуются новые связи в молекуле АВ:

                         (А—А)+(В—В) = 2( А—В)

                             ЕА             ЕВ               2ЕАВ

Если 2ЕАВ(ЕА + ЕВ), то в результате реакции энергия выделяется. Следовательно, запас энергии исходных веществ больше, чем запас энергии продуктов реакции. Избыточное количество внутренней энергии высвобождается в ходе реакции и выделяется в виде теплоты. И, наоборот, если для образования новых веществ необходим приток тепла, то энергия поглощается в виде теплоты. Таким образом, тепловой эффект реакции можно описать через изменение запаса энергии исходных веществ и продуктов реакции

Химические и физические превращения, которые сопровождаются выделением теплоты в окружающую среду называются экзотермическими.

Процессы, идущие с поглощением тепла носят название эндотермических : например, реакция разложения воды  2Н2О = 2Н2 + О2, осуществляемая с подводом электроэнергии.

Законы термодинамики позволяют выразить изменения внутренней энергии и энтальпии системы непосредственно через теплоты протекающих в ней химических реакций.

Первый закон, сформулированный в 1842 году Ю. Р. Майером и экспериментально обоснованный Д. П. Джоулем, утверждает, что энергия может переходить из одной формы (например, энергия света) в другую (например, потенциальная энергия пищи), но никогда не создается вновь и не исчезает, т. е энергия Вселенной должна оставаться постоянной. В термодинамике понятие Вселенная подразумевает малый фрагмент истиной Вселенной, т. е. систему вместе с окружающей средой.

Если система поглощает извне или отдает в окружающую среду тепло, то последнее расходуется только на изменение внутренней энергии U данной системы и на совершение внешней работы A, если таковая имеет место в данном процессе

Таким образом, если внутренняя энергия системы после сообщения ей некоторого количества тепла dQ изменилась на dU, то согласно первому закону имеем :

                                            dQ = dU + A.

Для идеальных газов изменение U состоит лишь в изменении кинетической энергии молекулярного движения, т.е. в изменении температуры газа.

1-ый закон термодинамики лежит  в основе большинства уравнений химической термодинамики.

Предположим за счет поглощения теплоты система переместилась в конечное состояние:

                                       DU= U2 – U1.

Для химической реакции под работой против внешних сил подразумевается работа против внешнего давления. Она совершается за счет расширения системы, например, при выделении газа в ходе реакции.

Работа против внешнего давления:

                                          А= р(V2–V1)

При изохорном процессе Q=DU. Таким образом, если реакция идет при постоянном объеме, то выделение  теплоты связано только с изменением внутренней энергии и тепловой эффект такой реакции- постоянная величина.. При изобарном процессе( например в открытой колбе) тепловой эффект реакции определяется соотношением:

 Q = DU +  р x DV = (U2–U1) + р(V2–V1); Q = (U2+рV2) - (U1+рV1);

                                             

Поскольку теплосодержание (энтальпия) включает в себя внутреннюю энергию вещества и энергию, затраченную на преодоление внешнего давления (U+рV=H), то

                                    Q = H2–H1=DH

Подавляющее большинство химических реакций осуществляется  при постоянном давлении, поэтому оценку теплового эффекта реакции производят на основании изменения энтальпии в системе. При экзотермической реакции теплота выделяется, т.е. энтальпия уменьшается, а DН имеет отрицательное значение; в эндотермическом процессе теплота поглощается, т. е. энтальпия системы возрастает, а DН имеет положительное значение.

Величина энтальпии зависит от свойств и количества вещества. Так, если взять для реакции вместо 1 моля вещества 2 моля, то энтальпия системы удвоится. Энтальпия газообразного вещества будет отличаться от энтальпии жидкости.

Уравнения химических реакций, в которых указывается величины тепловых эффектов или энтальпий называются термохимическими и в них необходимо символами отражать агрегатное состояние реагентов и продуктов их взаимодействия

Пользуясь первым законом термодинамики, можно вычислять энтальпии различных реакций. Значения изменений теплоты при образовании одного моля многих соединений в стандартных условиях (250 С, 1 атм) ;D Н0 - определены экспериментально и сведены в таблицу (см. Приложение 2)

В химической термодинамике важное значение имеет частные случаи 1- го закона ТД, известные как законы Лавуазье – Лапласса (1780 год): «Теплота образования данного вещества равна теплоте его разложения с обратным знаком» и Г. И, Гесса (1840год): «Тепловой эффект реакции зависит от начального и конечного состояния вещества и не зависит от промежуточных стадий процесса».

Из закона Гесса вытекают как минимум 3 следствия :

1-ое – Теплота  образования вещества DНОБР – это тепловой эффект образования 1 моля вещества из простых веществ, устойчивых при стандартных условиях. Их теплоты образования при стандартных условиях равны нулю

2 –ое  : Тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ. Для реакции, записанной в общем виде:

                           аA + bB = cС+ dD,   

           DHр0=( сDH0 С + d DHD0 )-( а DH0А + b DH0В ).

3 – ье : Если реакция проходит в несколько стадий, то суммарная энтальпия процесса должна быть равна сумме энтальпий каждой стадии.

Пример :

Ставится задача сжечь метан, получив тепло и воду при охлаждении продуктов сгорания

СН4(г) +2О2(г)  = СО2(Г) + 2Н2 О (г) DН 0  = - 802 кДж /моль

2 Н2 О(г)  = 2 Н2 О(ж) D Н 0  = - 88 кДж//моль

Необходимо определить энтальпию процесса :

                 СН 4(г) +2 О2(г)  = СО 2(Г) +2 Н2 О(ж)

Решение : Суммируя левые и правые части обоих уравнений, а затем, взаимно сокращая одинаковые члены, получаем запись искомого процесса и следовательно возможность определения его энтальпии, как суммы энтальпий процессов сжигания метана и конденсации паров воды

                      Н 0 = (-802)+ (-88) =-890 кДж/моль

Наиболее распространенными химическими реакциями, используемыми для получения тепла, являются реакции горения. Энергия, выделяемая при сгорании топлива или пищи, называется их теплотворной способностью (калорийностью). Поскольку реакции горения  экзотермические, принято указывать теплотворную способность без отрицательного знака. Кроме того, поскольку топлива и пища обычно представляют собой смеси веществ, то их теплотворная способность указывается в расчете на грамм, а не на моль. Ниже (табл 2.5) приведены элементные составы и теплотворная способность наиболее распространенных и перспективных видов природного топлива. Как видно из этих данных теплотворная способность возрастает при увеличении в топливе  прежде всего содержания водорода и углерода. Показатель теплотворной способности обычно обозначается буквой Q и может быть рассчитан, в частности, по формуле, предложенной Д. И Менделеевым

                    ,

где С, Н, О , S, W содержание , % в массе топлива углерода, водорода, кислорода, серы и влаги.

Теплотворная способность топлива является главной характеристикой его потенциальной эффективности при последующем использовании в качестве энергоносителя.

Задача:

По данным о молярных теплотах сгорания и плотности 3-х перспективных топлив: нитроэтана, этилового спирта и диэтилового эфира вычислите какое из этих топлив даст максимальную энергию на единицу объема.

Топливо

Молярная теплота сгорания, кДж/моль

Плотность, г/см3

С2Н5 NО2(ж)

- 1348

1,052

С2Н5ОН

-1371

0,789

С2Н5 –О-С2Н5

- 2727

0,714

Ответ: диэтиловый эфир – 26,3 кДж/см3

В том случае, если конкретно указан определенный процесс 1-ый закон  ТД позволяет определить количество работы или тепла. Однако он ничего не говорит о том возможно ли осуществить рассматриваемый процесс и в каком направлении он будет протекать.

Возможности такого прогнозирования предоставляет второе начало (закон) термодинамики. Имеется множество формулировок этого начала.

Первая из них принадлежит профессору Боннского университета (1865 г.) Р. Клаузиусу : «Невозможно осуществить перенос тепла от более холодного тела к более горячему, не затрачивая для этого работу.»

Уильям Томсон (лорд Кельвин): «Невозможно превратить какое – либо количество теплоты в работу без того, чтобы часть этой теплоты не оказалось растраченной при более низкой температуре»

Из  уравнения Кельвина

                                       , где

Qн – тепло, полученное системой от нагревателя; А – работа, Тн – температура нагревателя, Тх – температура холодильника, следует , что все тепло , взятое от нагревателя может быть превращено в работу при достижении некоей предельно низкой температуры. Это и является термодинамическим определением  абсолютного нуля. Но поскольку определенное количество тепла по формулировке Томсона должно быть обязательно растрачено при более низкой температуре, то достижение абсолютного нуля невозможно.

 Жизненный опыт, приобретенный в многолетних наблюдениях, сводится к простому правилу: процессы, самопроизвольно протекающие в одном направлении при условии, что энергия из концентрированной формы переходит в рассеянную, неупорядоченную, не являются самопроизвольными в обратном направлении. К примеру, тепло горячего предмета самопроизвольно стремится рассеяться в более холодной среде. Самопроизвольный обратный процесс невозможен. Перераспределение энергии в системе характеризуется величиной, получившей название энтропии (S), которая тем больше, чем больше энергии необратимо рассеивается в виде тепла.

 II закон ТД называют законом энтропии Этот термин был также введен Р.Клаузиусом.

В этом смысле он гласит : « В замкнутой, т. е. изолированной в тепловом и механическом отношении системе энтропия либо остается неизменной

                                                (если в системе протекают обратимые, равновесные процессы), либо возрастает

                                           (для необратимых, неравновесных процессов) и в состоянии равновесия достигает максимума».

Неравновесное состояние термодинамической системы характеризуется неравномерным распределением T, p, c, ρ или каких-либо других макроскопических параметров в отсутствие внешних полей или вращения системы, как целого. Неоднородность системы приводит к необратимым процессам (диффузия, теплопроводность, вязкое течение жидкостей, газов), которые самостоятельно могут протекать только в одном направлении – в стороны равномерного распределения теплоты и характеризуются положительным производством энтропии (ΔS).

      Теплотворная способность и состав некоторых

                     распространенных видов топлива

Топливо

Содержание, %

Теплотворная способность,

кДж/г

С

Н

О

Антрацит

95

1

2

  31

Каменный уголь

85    

4

7

  32

Бурый уголь

73

4

23

  15

Сырая нефть

80 

17

1

  45

Бензин

82

20

0

  48 

Природный газ

75

25

0              

  49

Водород

0

100

0

 142

Сосна

50

6

44

   18

Древесный уголь

100

0

0

   34

Причем, изменение энтропии DS = Sкон – Sнач, сопровождающее процесс зависит только от исходного и конечного состояния системы, но не от конкретного пути, по которому происходит переход из одного состояния в другое.

Согласно II закону ТД любая эволюционирующая система стремится к состоянию, в котором все ее параметры принимают постоянные значения. Это - состояние равновесия.

Соответственно и в совокупности: экосистема - окружающая среда равновесие должно наступить, когда энтропия становится максимальной.

Самопроизвольными  могут быть не только реакции с экзотермическим эффектом. Например, плавление льда или растворение такой соли как KCl в воде- процессы эндотермические, но они идут самопроизвольно. Общим у них является то , что молекулы того и другого вещества начинают двигаться более хаотично, чем это было, когда они находились в составе кристаллического вещества. Такое же явление происходит при увеличении объема газа, т.е. когда снижается давление. Степень неупорядоченности системы, ее хаотичности выражается энтропией Чем больше хаотичность системы, тем больше ее энтропия.

Смысл энтропии, как меры беспорядка, предложен Л. Больцманом.

Л. Больцман впервые ввел понятие термодинамической вероятности системы или числа способов, с помощью которых можно осуществить данное состояние. Согласно ему различные комбинации скоростей и координат молекул в результате не изменяют состояние системы в механическом смысле. Ее энергия остается постоянной. Но в термодинамическом смысле состояние системы будет меняться: она будет переходить из менее вероятного состояния в более вероятное, что осуществляется большим числом способов. Связь между S и числом способов (термодинамической вероятностью, W):

                                      S = klnW,

где к- постоянная Больцмана=1,387х10-23Дж/К, W - термодинамическая вероятность.

W³1 и является вероятностью макроскопического состояния как суммы микроскопических состояний.

По Больцману полный порядок характеризуется Smin ;  хаос-- Smax, т.е. будучи предоставленной самой себе изолированная система - совокупность  частиц стремится перейти в состояние, при котором в данных условиях наибольший беспорядок.

Где больший беспорядок? В кристалле, в котором атомы занимают определенное положение в решетке или в жидкости, где определенного положения нет? Ответ ясен: в твердом теле., т. е. энтропия воды больше энтропии льда. Сравним теперь состояние частиц в водяном паре и воде. Положение молекул не фиксировано ни там, ни там, но при комнатной температуре и атмосферном давлении 1 моль воды ( 18 г) занимает объем 18 см³, (т.к. r=1г/см³), а 1 моль пара-22,4 л, т.е. в 1200 раз больший.

Таким образом  больший беспорядок имеет место быть в водяном паре и следовательно Sпара › Sводы.

Возрастает

Уменьшается

1.Жидкость или твердое тело  превращается в газ

1.Газ растворяется в воде

2.Твердое тело или жидкость растворяется  в жидкости

2.В ковалентно связанных веществах по сравнению с кристаллами с частично металлическим характером связи.

Если растворение кристаллов приводит к увеличению их S, то растворение газов, например СО2 в воде сопровождается ее снижением, так как молекулы СО2 начинают двигаться в ограниченном объеме.

Выше приведен ряд примеров направленности изменения энтропии при фазовых переходах и процессах

Критерий максимальной энтропии справедлив только для изолированных систем, иначе все тела находились бы в газообразном состоянии. Если же тело  обменивается теплом с окружающей средой, то согласно Дж. У. Гиббсу устойчивому состоянию соответствует наименьшее значение других термодинамических функций .Именно поэтому ниже температуры плавления устойчиво твердое состояние, а между температурами плавления и кипения - жидкое состояние.

Например, переход тела в жидкое, а затем в газообразное состояние характеризуется повышением энтропии, как показано на рис.2.6.

Существуют общие приемы расчета энтропии разных процессов. Например, чтобы рассчитать DS льда, надо количество теплоты разделить на температуру плавления. Для плавления 1 моля льда необходимо затратить 6,02 кДж; температура плавления = 273 К. Следовательно энтропия льда равна 22Дж/К; энтропия воды равна 69,6 Дж/(мольК )

Выше мы говорили о том ,что в упорядоченных структурах, твердых телах, кристаллах энтропия  минимальна. Эту ситуацию рассматривает 3-й закон термодинамики.

Он сформулирован в 1906г. В. Нернстом и был открыт при исследованиях в области низких температур.

Согласно 3-му закону по мере приближения любого тела к 0абс изменение его энтропии при изменении  любого свойства тоже стремится к к нулю и становится предельно равным 0 при достижении 0абс.

 Согласно 3 закону термодинамики в формулировке М. Планка (его называют 4-м законом), энтропия индивидуальных кристаллических веществ при абсолютном нуле = 0. Значения энтропии, отсчитанные от этого уровня называются абсолютными и приведены в таблицах стандартных величин (см. Приложение 2)

Если самопроизвольный процесс протекает в изолированной системе, не обменивающейся ни энергией, ни веществом с окружающей средой (ОС), то система придет в состояние равновесия при Ѕ® и DS=.

 В системе же обменивающейся с ОС энергией веществом, что обычно бывает в реальной жизни, энтропия может и увеличиваться, и уменьшаться, но 2-ой закон ТД утверждает ,что Вселенная в целом должна повышать свою энтропию при любом самопроизвольном процессе.

Например :  4Fe(т)  +  3O2(г)  = 2Fe2 03(т)  +  Q.

Здесь энтропия в системе уменьшается, т.к. часть газового компонента переходит в твердый, более упорядоченный продукт, но реакция чрезвычайно экзотермична, т.е выделяет тепло в ОС. Следовательно в последней также происходят изменения, а именно повышение энтропии, которое больше ее понижения в самой системе.

Для любого самопроизвольного процесса сумма изменения энтропии системы и ОС (эта сумма и есть изменение энтропии Вселенной) должна быть положительна : DSвс=DSсист+DSос т.е.

Ни один процесс, приводящий к возрастанию упорядоченности, не может происходить без поступления энергии в систему от среды ее окружающей, а хаотичность, вносимая системой в ОС, всегда превосходит достигнутую в этой системе упорядоченность. Например, человеческий организм представляет собой очень сложную и в высшей степени упорядоченную систему. Он имеет гораздо меньшую S, чем такое же количество СО2 и Н2О, на которое его можно разложить. Но многие тысячи химических реакций, необходимых для воспроизводства человека, вызывают очень большое повышение S в остальной части Вселенной. Таким образом, суммарное изменение S, необходимое для формирования человеческого организма, остается положительным

                       

. Изменение абсолютной энтропии Sабс. при переходах

                             в различные агрегатные состояния

То же можно сказать и о человеческой деятельности. Получая для жизни вещества с меньшей S, он рассеивает много энергии во Вселенной.

Процесс фотосинтеза происходит в результате преобразования солнечной энергии в химическую, которая накапливается в органическом веществе. Это, казалось бы противоречит II закону ТД. Ведь при этом возникает более упорядоченная форма организации материи, что сопровождается уменьшением энтропии.

Однако необходимо иметь в виду несколько обстоятельств:

1)      Закон, хотя и всеобщий, но не абсолютен, и отклонения от него (флуктации) вполне закономерны В данном случае флуктации - это особый класс процессов, при которых система переходит от более вероятного состояния в менее вероятное. Закон возрастания энтропии имеет статистико-вероятностный характер. Он выражает постоянную тенденцию к переходу в более вероятное состояние. Максимально вероятно состояние равновесия. За достаточно большой промежуток времени даже при многих локальных флуктациях любая система достигнет этого состояния. В конечном итоге весь цикл энергообмена заканчивается рассеянием тепла.

2)      Этот закон относится к замкнутым изолированным системам, но живые организмы, биосистемы с точки зрения протекания в них физико-химических процессов можно рассматривать как сложные открытые системы, которые обмениваются с окружающей средой энергией.

Такой подход, предложенный Э.Шредингером, позволяет описывать процессы жизнедеятельности на основе ТД неравновесных процессов.

Согласно II закону в замкнутой изолированной системе S, возрастая, стремится к своему равновесному значению, а S 0.

В отличие от замкнутой в открытой системе возможны стационарные состояния с постоянным минимальным производством S, которая должна при этом отводиться от системы (теорема Пригожина).

Стационарные неравновесные состояния играют в ТД открытых систем такую же роль, какую выполняет термодинамическое равновесие для изолированных систем.

Для наглядности можно привести пример установления постоянного уровня в простейших гидродинамических моделях. Моделью для замкнутой статичной системы может служить простое ведро с водой, уровень которой сохраняется постоянным в силу отсутствия здесь каких-либо процессов. Напротив проточный бассейн, к которому по одной трубе непрерывно притекает вода, а по другой она оттекает, является стационарной открытой системой. Уровень воды в таком бассейне может сохраняться неизменным, но только при определенном постоянном соотношении скоростей притока и оттока. Изменив эти соотношения, мы можем создать любой другой уровень, который на тех же основах будет сохранять свое стационарное состояние.

В приведенных простейших примерах взяты системы, в которых не происходят химические реакции. Но и в этом случае в них также осуществляется непрерывное поступление веществ из внешней среды в ограниченную от нее тем или иным путем систему, но эти вещества здесь подвергаются химическим изменениям, а возникающие при этом продукты удаляются обратно во внешнюю среду, как это может быть изображено на следующей элементарной схеме.

                                

Здесь S и Z - внешняя среда, А - поступающее из нее вещество, а В - продукт реакции, способный диффундировать во внешнюю среду.

Таким образом, постоянство такой системы во времени характеризуется стационарным состоянием, при котором соблюдается не только определенное соотношение скоростей притока и оттока веществ в систему и из нее, но и скоростей совершающихся в ней химических реакций. Поэтому кинетика процессов, с

Предыдущие материалы: Следующие материалы: