/

standardno stanje materije. Standardna entalpija hemijske reakcije

Poglavlje 9. Termodinamička svojstva pojedinačnih supstanci. standardno stanje materije

9.1. Referentni sistem entalpije. Formule za izračunavanje entalpija.

Termodinamičkim metodama nemoguće je pronaći apsolutne vrijednosti entalpija i unutrašnjih energija, već se mogu odrediti samo njihove promjene. Istovremeno, u termodinamičkim proračunima hemijski reagujućih sistema, zgodno je koristiti jedan referentni okvir. U ovom slučaju, pošto su entalpija i unutrašnja energija povezane relacijom , dovoljno je uvesti referentni okvir samo za jednu entalpiju. Pored toga, uporediti i sistematizirati termičke efekte hemijskih reakcija koje zavise od psihičko stanje reagujućih supstanci i iz uslova strujanja XP uvodi se koncept standardnog stanja materije. Na preporuku komisije za termodinamiku Međunarodne unije za čistu i primijenjenu hemiju (IUPAC) iz 1975. godine, standardno stanje je definirano na sljedeći način:

“Standardno stanje za plinove je stanje hipotetičkog idealnog plina pri pritisku od 1 fizičke atmosfere (101325 Pa). Za tečnosti i čvrste materije, standardno stanje je stanje čiste tečnosti ili, respektivno, čistog kristalna supstanca pri pritisku od 1 fizičke atmosfere. Za tvari u otopinama, standardno stanje se uzima kao hipotetičko stanje u kojem bi entalpija jednomolarne otopine (1 mol tvari u 1 kg otapala) bila jednaka entalpiji otopine pri beskonačnom razrjeđenju. Svojstva supstanci u standardnim stanjima označena su superskriptom 0. (Čista supstanca je supstanca koja se sastoji od identičnih strukturnih čestica (atoma, molekula, itd.)).

Ova definicija se odnosi na hipotetička stanja gasa i rastvorene supstance, budući da se u realnim uslovima stanja gasova u većoj ili manjoj meri razlikuju od idealnih, a stanja rešenja od idealnog rešenja. Zbog toga se pri korištenju termodinamičkih svojstava tvari u standardnim stanjima za realne uvjete uvode korekcije za odstupanje ovih svojstava od stvarnih. Ako su ova odstupanja mala, onda se korekcije mogu izostaviti.

U priručnicima se termodinamičke veličine obično daju pod standardnim uslovima: pritiskom R 0 =101325Pa i temperatura T 0 =0K ili T 0 = 298,15 K (25 0 C). Prilikom kreiranja tablica ukupnih entalpija tvari, njihovo standardno stanje na temperaturi T 0 =0K ili T 0 = 298,15 hiljada.

Supstance, koji su cisto hemijski elementi u najstabilnijoj fazi stanje na R 0 \u003d 101325 Pa i temperaturu referentne tačke entalpija T 0, uzmite vrijednost entalpija jednaka nuli:
. (Na primjer, za tvari u plinovitom stanju: O 2, N 2, H 2, Cl 2, F 2, itd., za C (grafit) i metale (čvrsti kristali)).

Za hemijska jedinjenja (CO 2, H 2 O, itd.) i za supstance koje su, kao čisti hemijski elementi, nije u najstabilnijem stanju(O, N, itd.) entalpija at R 0 =101325Pa i T 0 nije jednako nuli:
.

Entalpija hemijska jedinjenja na R 0 i T 0 oslanja jednak toplotnom efektu formiranja njih od čistog hemijski elementi sa ovim parametrima, tj.
. Dakle, na T 0 = 0K:
i na T 0 = 298,15K:
.

Entalpija bilo koje supstance na temperaturi T bit će jednak količini topline koja se mora unijeti u izobarnom procesu kako bi iz čistih kemijskih elemenata na temperaturi T 0 dobiti datu supstancu i zagrijati je sa temperature T 0 do temperature T, tj. formula za izračunavanje entalpije bilo koje supstance je:


, ili u kompaktnijoj notaciji imamo:

,

gdje superskript "o" znači da je supstanca u standardnom stanju na R 0 =101325Pa;
je entalpija stvaranja tvari na temperaturi T 0 od čistih hemijskih elemenata;
=
je višak entalpije povezan s toplinskim kapacitetom tvari, - ukupna entalpija, uzimajući u obzir entalpiju formiranja supstance.

Za T 0 = 0:

,

Za T= 298,15 K:

Šema za izračunavanje entalpije na temperaturi T može se predstaviti kao:

U priručniku za različite pojedinačne supstance predstavljene su vrijednosti:
i višak entalpije
za različite temperature T.

Od viška entalpije
u tabelama pojedinačnih supstanci nije dato, zatim na lijevoj strani izraza za
at T 0 \u003d 298,15K, potrebno je dodati i oduzeti toplinu stvaranja tvari na temperaturi T 0 = 0K. Tada dobijamo višak entalpije
, koji je dat u tabelama, i dodatni pojam
, jednaka razlici u toploti formiranja na temperaturama T 0 =298K i T 0=0K; one. . tada imamo:

Ukupne entalpije izračunate korištenjem omjera za T 0 = 0K i T 0 = 298,15K ima iste numeričke vrijednosti za datu supstancu na datoj temperaturi T.

      Smanjena Gibbsova energija i njen odnos sa drugim termodinamičkim veličinama

Smanjena Gibbsova energija za 1 mol supstance u standardnom stanju uvodi se sljedećom relacijom:

[J/molK] (1)

gdje
- molarna Gibbsova slobodna energija pri standardnom pritisku, J/mol; je entalpija stvaranja supstance pri T\u003d 0 K od jednostavnih hemijskih elemenata:

je funkcija stanja i ovisi samo o temperaturi.

Uzmite derivaciju od () u odnosu na temperaturu na str=const:

(2)

U jednačini (2), derivat Gibbsove energije u odnosu na temperaturu je

, (3)

i vrijednost je po definiciji jednako

(4)

Zamjenom (3) i (4) u (2) dobijamo

(5)

(6)

Prvi derivat reducirane Gibbsove energije u odnosu na temperaturu daje višak entalpije. Za praktične probleme, mnogo je zgodnije uzeti derivaciju u odnosu na logaritam temperature, s obzirom na to dT=Td ln T. Onda imamo

(7)

Zapisujemo izraz (6) kao
(8)

Drugi derivat od po temperaturi na R=const daje toplotni kapacitet

=
(9)

ili
(10)

Zavisnosti (6), (7), (9) i (10) za (
)/T i koriste se za dobijanje temperaturnih aproksimacija termodinamičkih svojstava pojedinih supstanci. Molarna entropija pri standardnom pritisku je takođe izražena kao smanjena Gibbsova energija:

(11)

      Prikaz termodinamičkih svojstava pojedinih supstanci u referentnoj literaturi

U priručniku koji je uredio V.P. Glushko za 1. mol svake pojedinačne supstance u standardnom stanju, u zavisnosti od temperature, tabele vrednosti su date u intervalu t 0 od 100K do 6000K:

- izobarični toplotni kapacitet, J/molK;

je redukovana Gibbsova energija, J/molK;

- entropija, J/molK;

- višak entalpije, kJ/mol;

, gdje je K 0 konstanta ravnoteže XP raspada date supstance AT u gasovite atome, bezdimenzionalnu količinu. Formula raspadanja supstance:
, gdje - broj atoma u molekulu materije AT.

Na primjer:
.

Date su vrijednosti:

- termički efekat reakcije raspadanja supstance B u gasovite atome pri T 0 = 0K, kJ/mol;

- entalpija stvaranja supstance iz čistih hemijskih elemenata (toplotni efekat formiranja) pri T 0 =0K, kJ/mol;

- entalpija stvaranja supstance pri T 0 =298,15K, kJ/mol;

M - relativna molekularne mase, bezdimenzionalna veličina;

- nuklearna komponenta entropije supstance, koja zavisi od izotopskog sastava supstance i ne menja se tokom XP, J/molK. Vrijednost ne utječe. Praktične funkcije su date u priručniku bez uzimanja u obzir .

Priručnik daje aproksimacije reducirane Gibbsove energije kao funkcije temperature u obliku polinoma za svaku pojedinačnu supstancu.

aproksimacija ( T) u zavisnosti od temperature predstavljen je polinomom:

gdje x = T 10 -4 K; φ , φ n (n=-2, -1, 0, 1, 2, 3) – aproksimacijski koeficijenti za temperaturni opseg T min TT max ,( T min = 500K, T max =6000K).

Korištenje koeficijenata aproksimacije φ , φ n višak entalpije i toplotnog kapaciteta tvari može se izračunati:

kao i molarna entropija:
Za kompletan zadatak sva termodinamička svojstva pojedinih supstanci hemijski reagujućih sistema na temperaturi T za proračune na računaru prilikom odabira T 0 = 298.15K, morate unijeti sljedeće vrijednosti:

one. Ukupno 13 parametara, gdje je .

Prilikom odabira T 0 = 0K vrijednost
i
treba isključiti sa liste. Zatim ostaje 11 parametara:
(7 kvote)



. Stoga je u termodinamičkim proračunima raketnih i avionskih motora preporučljivo odabrati temperaturu referentne tačke entalpije T 0 = 0K.

9.4. Proračun Gibsove slobodne energije i entropije materije pri pritisku različitom od pritiska u standardnim uslovima

Molarna entalpija , toplotni kapacitet
i unutrašnju energiju zavisi samo od temperature:

Molarna entropija , Gibbs slobodna energija , Helmholtz slobodna energija zavisi od temperature i pritiska.

Uspostavimo vezu između veličina:
i njihove vrijednosti u standardnom stanju
koji se određuju korištenjem referentnih materijala.

Prvo dobijemo izraz za Gibbsovu slobodnu energiju. Iz kombinovanog izraza 1. i 2. zakona termodinamike za jednostavan, zatvoreni TS i za reverzibilne procese za 1 mol supstance, imamo:

At T= const( dT= 0) dobijamo
, gdje
. Odakle nakon integracije za završni proces u opsegu pritiska R 0 do R imamo

, ili
(1)

gdje
-molarna Gibbsova slobodna energija pri R 0 \u003d 1 fizički atm,
- isto i sa pritiskom
. Zavisnost (1) vrijedi za plinovite i kondenzirane tvari na T= konst.

Za idealan gas,
. shodno tome,
a integral u (1) će biti jednak
. Označavanje kroz
bezdimenzionalni pritisak; gdje R 0 = 101325Pa; ~ tilda, dobijamo za idealni gas formulu za izračunavanje Gibbsove slobodne energije pri pritisku p≠p 0:

Ako je tvar u mješavini plina, onda za i komponentu smjese idealnih plinova, imamo:

gdje je normalizovani parcijalni pritisak i normalizovan pritisak mešavine povezane omjerom
, uzimajući u obzir molarni udio
i-ti gas,
, a pritisak mješavine plinova je određen Daltonovim zakonom
.Da dobijete formulu za obračun , izraženo u molskim frakcijama, formulu (3) predstavljamo kao:

Označimo Gibbsovu molarnu slobodnu energiju i gasa pod pritiskom mešavine. Onda dobijamo

Molarne Gibbsove slobodne energije kondenzovanih supstanci ne zavise od pritiska, jer se njihove zapremine mogu zanemariti u poređenju sa zapreminama gasovitih komponenti. Zatim formula za izračun
kondenzovane supstance će imati oblik:

gdje X i– molna frakcija i-tu supstancu u odnosu na fazu u kojoj se nalazi (na broj molova njene faze),
je molarna Gibbsova slobodna energija čiste kondenzovane materije, at str= str 0 =101325Pa.

Utjecaj pritiska na entropiju može se odrediti iz izraza za Gibbsovu molarnu slobodnu energiju za i th komponenta idealnog gasa pod pritiskom str ≠str 0

iz čega sledi da

(7)

Nakon zamjene (8) u (7) i uzimanja u obzir toga
, dobijamo:

Za i-tu komponentu kondenzirane materije, analogno izrazu (9), može se dobiti formula za izračunavanje entropije pri str ≠str 0

Vrijednost - preuzeto iz priručnika R 0 =101325 Pa.

9.5. Proračun Gibbsove slobodne energije za stvarne plinove i rješenja. Nestalnost i aktivnost

Prilikom izračunavanja Gibbsove molarne slobodne energije za stvarne plinove i rješenja, možete koristiti formule dobivene za idealne plinove i rješenja. Istovremeno, parcijalni pritisci str i zamjenjuju se vrijednošću volatilnosti f i [Pa] i molne frakcije x i- o aktivnosti a i. Volatilnost je pritisak, određen iz jednačine stanja za stvarne gasove, koji ima isti efekat na sistem kao u slučaju idealnog gasa. Zapravo f i je korigovani pritisak, koji karakteriše odstupanje termodinamičkog sistema od idealnog stanja opisanog jednadžbom stanja za idealni gas.

Dakle, za stvarne plinove, vrijednost Gibbsove molarne slobodne energije će biti određena izrazom

gdje
,
sastav). Kako se stanje stvarnog gasa približava stanju idealnog gasa, volatilnost sklon parcijalnom pritisku . Za idealan gas f i = str i(pri niskim pritiscima).

Aktivnost a i(bezdimenzionalna količina) je korigirana molska frakcija x i, koji karakteriše odstupanje kondenzovanog sistema od idealnog stanja. Kako se pravo rješenje približava idealnom stanju, aktivnosti a i teži molarnoj frakciji x i. Za slaba rješenja a i =x i . Dakle, za prava rješenja

Opisani metod za izračunavanje Gibbsove slobodne energije predložio je američki fizički hemičar Lewis G.N. (1875-1946).

U termodinamici se također koriste koncepti koeficijenata fugacity
i aktivnosti
. Za idealne plinove i rješenja
.

9.6. Treći zakon termodinamike, a izotermnim širenjem radnog fluida, pošto radni fluid prestaje da odaje toplotu okolini, jer stanja Proračun pada pritiska u sistem brodski izlaz za plin, kada se koristi izlaz plina na kopnu za ...

  • Termodinamika realnih procesa

    Dokument

    ... sistem zove besplatno entalpija. Za više detalja o ovoj funkciji pogledajte sljedeće poglavlje ... državeštit za ovo supstance protok. Formule(222) i (223) su validni zasistemima... specifično termodinamičkisvojstva ...

    • Hemijske reakcije se ne koriste samo za dobivanje konačnih proizvoda. Vrlo često je važno znati koliko se toplote može dobiti sagorevanjem određene vrste goriva, koliki rad se može dobiti tokom raznih hemijskih reakcija. Od velike je važnosti i prethodno rješenje pitanja o fundamentalnoj mogućnosti nastanka određene reakcije. Sve se to može učiniti izvođenjem posebnih proračuna na osnovu poznavanja termodinamičkih parametara tvari uključenih u kemijski proces. Kako su hemijske transformacije veoma raznovrsne, a u reakcijama može učestvovati više od 100 hemijskih elemenata, javlja se problem izbora porekla termodinamičkih veličina. U tu svrhu termodinamika široko koristi koncepte standardna stanja i standardni uslovi.

    Važna karakteristika hemijskih reakcija je da se u toku reakcije različiti hemijski elementi ne pretvaraju jedni u druge. To znači da se za postavljanje referentne tačke za termodinamičke veličine mogu uzeti svi hemijski elementi u standardnim stanjima, upravo isto kako u odnosu na početne materijale tako iu odnosu na produkte reakcije.

    U prethodnom dijelu pokazano je da vrijednosti energetskih parametara kemijskih procesa općenito zavise od putanje reakcije. To su, na primjer, toplina procesa ili rad procesa. Ali ipak, postoje uvjeti kada su toplina i rad procesa jednoznačno određeni postavljanjem konačnog i početnog stanja. Gde procesi se moraju odvijati pri konstantnoj zapremini ili pritisku. Temperatura sistema na kraju procesa mora biti ista kao i temperatura na početku procesa. U takvim slučajevima shema za izvođenje termodinamičkih proračuna izgleda posebno jednostavno, kao što slijedi iz Sl. 11.1.

    Promjena termodinamičkog parametra u reakciji

    polazne supstance -» finalne supstance

    jednaka je razlici između odgovarajućih parametara za formiranje završnih i početnih supstanci. Na primjer, promjena entalpije u reakciji je

    Slično se izračunava promjena reakcije i drugih veličina. Za entropiju se koriste apsolutne vrijednosti supstanci

    Označavanje termodinamičkih veličina na sl. 11.1 ima dodatne indekse. Indeks "o" označava da vrijednost koja se razmatra karakterizira standardno stanje materije.

    Indeks "g" dolazi iz engleska riječ reakcija i u budućnosti će se naširoko koristiti za karakterizaciju veličina koje se mijenjaju u reakcijama. Indeks "f" (formacija) ukazuje na promjenu razmatrane vrijednosti u reakciji stvaranja spoja iz jednostavnih tvari. Međutim, upotreba indeksa "r" (ili "f") ima još jednu važnu funkciju: promjenu neke termodinamičke veličine, zapisanu kao A g M, karakteriše

    Rice. 11.1. Šema za proračun termodinamičkih parametara promjene brzine kemijskih reakcija M u odgovoru sa promjenom za jedan za vrlo veliki sistem, kada promjene ne utiču na svojstva sistema. Drugim riječima, karakteriziraju veličine s indeksom "g" (ili "f"). diferencijalna svojstva sistemi:

    i na primjer

    zadržavajući sistemske parametre nepromijenjenim (osim vrijednosti?). dakle, AM je promjena vrijednosti M, aa x M - brzina promjene vrijednosti M sa dubinom reakcije. Vrijednost A x M karakterizira tangentu nagiba krivulje ovisnosti M od ?,.

    Vrijednosti potrebne za proračun uzimaju se direktno iz termodinamičkih tablica koje su kreirane na osnovu eksperimentalnih i teorijskih podataka.

    Kao jedinstvena referentna nula, trenutno se koristi skup svih hemijskih elemenata u obliku jednostavnih supstanci koje su u najstabilnijim oblicima na 25°C. Na primjer, ugljenik se uzima u obliku grafita, brom se uzima u obliku tekućine. Izuzeci su za fosfor i kalaj. Za fosfor se kao osnovna supstanca uzima bijeli fosfor (jedinjenje P 4), a za kalaj bijeli kalaj ((3-kalaj), jer su te tvari pristupačnije. skup jednostavnih supstanci čini osnovu za termodinamičke proračune, a svaka jednostavna supstanca uključena u osnovu je osnovni supstance.

    Za izvođenje termodinamičkih proračuna koriste se parametri tvari standardna stanja, koji su, u skladu sa preporukom IUPAC-a (za upotrebu od 1982.), odabrani na sljedeći način:

    1. Temperatura supstance u standardnom stanju jednaka je temperaturi sistema:

    2. Pritisak nad supstancom u standardnom stanju ili pritisak gasovite supstance u standardnom stanju (p°) jednak 1 baru:

    Do 1982. kao pritisak u standardnom stanju korišćen je pritisak od jedne atmosfere (1 atm = 101325 Pa). Iako su moguće razlike u referentnim podacima male, ipak se preporučuje obratiti pažnju na sistem jedinica koje se koriste za pritisak u standardnom stanju.

    • 3. Za gasovitim materijama Kao standardna stanja biraju se hipotetička stanja u obliku idealnih gasova.
    • 4. Za tečne i čvrste supstance uzimaju se realna stanja p°= 1 bar i temperatura T.
    • 5. Ponekad se u obzir uvode hipotetička stanja materije, na primjer, voda u obliku plina pod pritiskom od 1 bar i temperature ispod 100 °C, ili u obliku leda na 25 °C.
    • 6. Termodinamičke veličine koje karakterišu supstance u standardnim stanjima nazivaju se standard.

    Rečeno je da supstance u standardnom stanju na temperaturi T° = 298,15 K se nalazi u standardnim uslovima. Imajte na umu da ne smijete brkati standardna stanja i standardne uslove: standardni uslovi mogući na bilo kojoj temperaturi, standardni uslovi se odnose samo na temperaturu 25 °C.

    Treba napomenuti da se u praksi ponekad koriste i druga standardna stanja, ako se to čini zgodnijim. Za čvrste i tekuće tvari koncept standardnog stanja se često koristi pri bilo kojem pritisku, a ne samo pri p°= 1 bar. Za označavanje standardnih vrijednosti koje se odnose na takve standardne uvjete, koristit ćemo superskript "*" (na primjer, AN*).

    Za smjese i otopine kao standard se koristi stanje idealne smjese ili otopine s koncentracijom tvari jednakom jedinici (molarnost ili molalitet).

    Ponekad države sa T= Dsistemi) i V= I ' = 1 l.

    ELEMENTI HEMIJSKE TERMODINAMIJE I KINETIKE

    Termodinamički sistemi: definicija, klasifikacija sistema (izolovani, zatvoreni, otvoreni) i procesa (izotermni, izobarični, izohorični). Standardno stanje.

    termodinamika - to je nauka proučavanje opštih zakonitosti toka procesa praćenih oslobađanjem, apsorpcijom i transformacijom energije.

    Hemijska termodinamika proučava međusobne transformacije hemijske energije i njenih drugih oblika – toplotnih, svetlosnih, električnih itd., uspostavlja kvantitativne zakone ovih prelaza, a takođe vam omogućava da predvidite stabilnost supstanci u datim uslovima i njihovu sposobnost da uđu u određene hemikalije. reakcije. Termohemija, koja je grana hemijske termodinamike, proučava toplotne efekte hemijskih reakcija.

    Predmet termodinamičkog razmatranja naziva se termodinamički sistem ili jednostavno sistem.

    Sistem - bilo koji predmet prirode koji se sastoji od veliki broj molekule (strukturne jedinice) i odvojene od drugih objekata prirode realnom ili imaginarnom graničnom površinom (interfejsom).

    Stanje sistema je skup svojstava sistema koji omogućavaju definisanje sistema sa tačke gledišta termodinamike.

    Vrste termodinamičkih sistema:

    I. Po prirodi razmene materije i energije sa okolinom:

    Izolovani sistem - ne razmenjuje materiju ili energiju sa okolinom (Δm = 0; ΔE = 0) - termos, Dewar posuda.

    Adijabatski izolovan - Nemoguća je razmena toplotne energije sa spoljnim okruženjem, moguća je razmena materije.

    2. Zatvoreni sistem - ne razmenjuje se sa okolinom kao supstanca, ali može da razmenjuje energiju (zatvorena boca sa reagensima).

    3. otvoreni sistem- može razmjenjivati ​​i materiju i energiju sa okolinom (ljudskim tijelom).

    Isti sistem može biti u različitim stanjima. Svako stanje sistema karakteriše određeni skup vrijednosti termodinamičkih parametara. Termodinamički parametri uključuju temperaturu, pritisak, gustinu, koncentraciju itd. Promjena barem jednog termodinamičkog parametra dovodi do promjene stanja sistema u cjelini. Ako su termodinamički parametri konstantni u svim tačkama sistema (volumen), termodinamičko stanje sistema naziva se ravnoteža.

    II. Po stanju agregacije:

    1. Homogena - odsustvo drastičnih promjena u fizičkom i hemijska svojstva prilikom prelaska iz jednog područja sistema u drugo (sastoje se od jedne faze).

    2. Heterogeni - dva ili više homogenih sistema u jednom (sastoji se od dvije ili više faza).

    Faza je dio sistema koji je homogen u svim tačkama sastava i svojstava i odvojen od ostalih dijelova sistema interfejsom. Primjer homogenog sistema je vodeni rastvor. Ali ako je rastvor zasićen i na dnu posude postoje kristali soli, onda je sistem koji se razmatra heterogen (postoji granica faze). Obična voda je još jedan primjer homogenog sistema, ali voda sa ledom koji pluta u njoj je heterogen sistem.

    fazni prelaz- fazne transformacije (otapanje leda, ključanje vode).

    Termodinamički proces- tranzicija termodinamički sistem iz jednog stanja u drugo, što je uvijek povezano s kršenjem ravnoteža sistemima.

    Na primjer, da biste smanjili volumen plina koji se nalazi u posudi, morate pomaknuti klip. U tom slučaju, plin će biti komprimiran i prije svega će se povećati tlak plina u blizini klipa - ravnoteža će biti poremećena. Neravnoteža će biti veća, što se klip brže kreće. Ako se klip pomiče vrlo sporo, tada je ravnoteža malo poremećena i pritisak u različitim tačkama se malo razlikuje od ravnotežne vrednosti koja odgovara datoj zapremini gasa. U granici sa beskonačno sporom kompresijom, pritisak gasa će imati u svakom trenutku vremena određenu vrijednost. Shodno tome, stanje gasa će uvek biti u ravnoteži, tako da će beskonačno spor proces biti sastavljen od niza ravnotežnih stanja. Takav proces se zove ravnotežni ili kvazi-statički.

    Beskonačno spor proces je apstrakcija. U praksi se proces može smatrati kvazistatičnim ako se odvija tako sporo da su odstupanja vrijednosti parametara od ravnotežnih vrijednosti zanemarivo mala. Prilikom promjene smjera ravnotežnog procesa (na primjer, zamjene kompresije plina ekspanzijom), sistem će proći kroz ista ravnotežna stanja kao i u smjeru naprijed, ali u obrnuti niz. Zbog toga se nazivaju i ravnotežni procesi reverzibilan. Poziva se proces kojim se sistem vraća u prvobitno stanje nakon niza promjena kružni proces ili ciklus. Igraju se koncepti stanja ravnoteže i reverzibilnog procesa velika uloga u termodinamici. Svi kvantitativni zaključci termodinamike primjenjivi su samo na ravnotežna stanja i reverzibilni procesi.

    Klasifikacija termodinamičkih procesa:

    Izotermno - konstantna temperatura - T= konst

    Izobarski - konstantan pritisak - str= konst

    Izohorni - konstantan volumen - V= konst

    Adijabatsko - nema razmjene toplote između sistema i okoline - d Q=0

    standardno stanje- u hemijska termodinamika uslovno prihvaćena stanja pojedinih supstanci i komponenti rastvora u proceni termodinamičke veličine.

    Potreba za uvođenjem "standardnih stanja" je zbog činjenice da termodinamički zakoni ne opisuju tačno ponašanje stvarnih supstanci kada kvantitativna karakteristika služi pritisak ili koncentracija. Standardna stanja se biraju iz razloga pogodnosti proračuna, a mogu se mijenjati pri prelasku s jednog problema na drugi.

    U standardnim stanjima, vrijednosti termodinamičkih veličina nazivaju se "standardne" i označavaju se nulom u superskriptu, na primjer: G0, H0, m0 su standardni Gibbsova energija, entalpija, hemijski potencijal supstance. Umesto pritiska termodinamičke jednačine za idealnih gasova a rješenja koriste hlapljivost, a umjesto koncentracije - aktivnost.

    Komisija za termodinamiku Međunarodna unija teorijske i primijenjene hemije(IUPAC) je definisao standardno stanje kao stanje sistema koji je uslovno izabran kao standard za poređenje. Komisija je predložila sljedeća standardna stanja tvari:

    Za gasnu fazu, ovo je (pretpostavljeno) stanje hemijski čista supstanca u gasnoj fazi pri standardnom pritisku od 100 kPa (pre 1982. - 1 standardna atmosfera, 101.325 Pa, 760 mmHg), što implicira prisustvo svojstava idealan gas.

    Za čistu fazu, mešavinu ili rastvarač u tečnom ili čvrstom stanju stanje agregacije - Ovo je stanje hemijski čiste supstance u tečnoj ili čvrstoj fazi pod standardnim pritiskom.

    Za rješenje, ovo je (pretpostavljeno) stanje otopljene tvari sa standardom molalnost 1 mol/kg, pod standardnim pritiskom ili standardnom koncentracijom, na osnovu uslova da se rastvor razblažuje na neodređeno vreme.

    Za hemijski čistu supstancu, to je supstanca u dobro definisanom stanju agregacije pod dobro definisanim, ali proizvoljnim, standardnim pritiskom.

    IUPAC definicija standardnog stanja ne uključuje standardnu ​​temperaturu, iako se često govori o standardnoj temperaturi, koja iznosi 25 °C (298,15 K).

    7. Brzina reakcije: prosječna i istinita. Zakon aktivnih masa.

    Termodinamički sistemi: definicija, klasifikacija sistema (izolovani, zatvoreni, otvoreni) i procesa (izotermni, izobarični, izohorični). Standardno stanje.

    Imamo najveću bazu podataka u RuNetu, tako da uvijek možete pronaći slične upite

    Ovisnost brzine reakcije o koncentraciji. Molekularnost elementarnog čina reakcije. Red reakcije. Kinetičke jednadžbe reakcija prvog i nultog reda. poluživot.

    Ovisnost brzine reakcije o temperaturi. Temperaturni koeficijent brzine reakcije i njegove karakteristike za biohemijske procese. Energija aktivacije.

    Kataliza je homogena i heterogena. enzimska kataliza. Michaelis-Menten jednadžba.

    hemijska ravnoteža. Reverzibilne i ireverzibilne reakcije.

    Mayo donacija. Turistički izbor. Naknada za mjesto za parkiranje vozila

    Poreski obveznici su fizička i pravna lica, uključujući i nerezidente, kao vysniks o \"činovima života neuništivosti".

    Poljoprivreda

    Klasifikacija usjeva prema botaničkim i biološkim karakteristikama. Formiranje strukture zasijanih površina. Poljoprivredna tehnologija. Biološke i botaničke karakteristike.

    Osnove virobnitsia. Praktičan rad

    Naslovnica imenovanja studenata iz oblasti radnog obrazovanja na specijalnostima 5.01010301 „Tehnološko obrazovanje“. U knjizi pomoći članka, trinaest tipičnih praktičnih zadataka omogućavaju vam da odnesete znanje i različite aspekte osnovne prehrane: život, snagu i načine obrade materijala.

    Materijalna odgovornost za zadiranje u moju i osobu primanja

    Elementi i ravnopravni sistemi sigurnosti prijema. Šef obezbeđenja. Sigurnost načina pristupa. Ekstremna psihologija.

    Nastavni rad za predmet „Osnivanje robota na računaru“ Na temu: Objekti Windows OS. Kijev 2015

    Kako bi se međusobno uporedili toplinski efekti različitih reakcija, potrebno je standardizirati uvjete pod kojima se te reakcije odvijaju (početni materijali se uzimaju u stehiometrijskim omjerima). Stanje svake supstance je stvoreno kao standardno stanje. Ovo je fizičko stanje u kojem je supstanca stabilnija, pri P0=101kPa=1 atm. i T=298K=25˚S.

    Toplotni efekat reakcije koja se odvija u standardnim uslovima.

    Termohemijske jednadžbe - to su jednadžbe hemijskih reakcija, u kojima se pored formule reakcija koje učestvuju u zagradi navodi stanje supstance (čvrsto - (t), kristalno - (k), tečno - (g), gasovito - (g), rješenje - (r)) i nakon jednačine, odvojene tačkom i zarezom, prikazana je veličina termičkog efekta, pod standardnim uslovima.

    U ovoj reakciji od jednostavnih supstanci nastaje složena tvar, a toplinski učinak takvih reakcija naziva se toplina stvaranja tvari.

    Standardni terlot formiranja supstance () je termički efekat formiranja 1 mola supstance iz jednostavnih supstanci koje su u standardnom stanju.

    Standardna toplota formiranja jednostavnih supstanci konvencionalno se pretpostavlja da je nula. Standardne toplote formiranja složene supstance dostupni su u referentnoj tabeli.

    Termohemijski zakoni i proračuni na njima:

    1. Hesov zakon.

    Toplotni efekat reakcije se odvija u nekoliko faza jednak je zbiru termički efekti pojedinih faza.

    oksidacija grafita.

    Posljedica iz Hessovog zakona:

    To jest, toplinski učinak procesa ovisi samo o vrsti početnih tvari i produkta reakcije, ali ne ovisi o putu tranzicije.

    Toplotni efekat reakcije jednaka je razlici sume toplota nastajanja produkta reakcije i početnih supstanci. Toplote formiranja učesnika u reakciji izračunate su u sledećem izrazu, uzimajući u obzir koeficijent jednačine reakcije. Poslednji izraz se koristi za izračunavanje toplotnih efekata hemijskih reakcija koje se odvijaju u standardnim uslovima, koristeći referentne podatke, prema standardnim toplotama formiranja učesnika u reakcijama.

    2. Lavoisier-Laplaceov zakon.

    Toplina stvaranja tvari je brojčano jednaka toplini raspadanja tvari suprotnog predznaka.

    Smjer hemijskih reakcija.

    Svaka hemijska reakcija je reverzibilna, tj. može nastaviti i direktno i u obrnuti smjer. Stoga su i polazni materijali i produkti reakcije uvijek prisutni u reakcijskoj smjesi. Ali omjer će ovisiti o uvjetima pod kojima se nalaze reagirajuće tvari. Sve reakcije su reverzibilne, ali pod određenim uvjetima mogu se odvijati u određenom smjeru.

    Termodinamika vam omogućava da odredite pravac date reakcije pod datim uslovima (pri t=const i P=const). Procesi povezani sa smanjenjem slobodne energije sistema odvijaju se spontano. Na osnovu toga mogu se spontano odvijati reakcije u toku kojih se smanjuje slobodna energija sistema. Tijekom egzotermne reakcije, sadržaj topline se smanjuje; takve reakcije treba da se odvijaju spontano (), međutim, ovaj kriterij nije jedini. Promjenu slobodne energije određuje i vrijednost druge termodinamičke funkcije - entropije. Može se dati primjer reakcija koje su egzotermne, ali se ne odvijaju spontano.

    Stoga se Berthelot-Thomsonov princip ne primjenjuje na sve reakcije. To je zbog promjene besplatni sistem povezan ne samo s promjenom sadržaja topline, već i s promjenom entropije.

    Procesi se mogu odvijati bez promjene unutrašnje energije i bez promjene sadržaja topline.

    Entropija (S, J/K) je termohemijska funkcija, mjera neuređenosti sistema, funkcija vjerovatnoće stanja sistema. Tako se odvijaju spontani procesi tokom kojih raste entropija, odnosno raste haos. Obrnuti proces zahtijeva energiju.

    Spontano širenje gasa u prazninu ili u vakuum i procesi mešanja mogu se desiti spontano.

    Kriterijumi za spontanost

    tok procesa.
    Standardna entropija supstance ((V), J/mol*K) je namenjena za upoređivanje i određivanje entropije u hemijska reakcija. Moguće je procijeniti entropiju za 1 mol bilo koje tvari pod standardnim uvjetima. Za entropiju se posmatraju posledice Hesovog zakona.

    Promjena entropije u standardnim uslovima tokom hemijske reakcije.

    Promjena entropije ne zavisi od načina prelaska sistema iz početnog stanja u konačno stanje, već je određena samo početnim i konačnim stanjima reagujućih supstanci. A ako , onda se reakcije odvijaju spontano, pod uvjetom da .

    Entropija tvari ovisi o njenom fizičkom stanju i prijelaz iz kristalne u tečnu i plinovitu entropiju će se povećati. Entropija je proporcionalna temperaturi.

    Izobarično-izotermni potencijal sistema je vrijednost slobodne energije sistema pri konstantnom pritisku i temperaturi, pod standardnim uslovima, označava se G 0. U toku hemijske reakcije dolazi do promene izobarično-termičkog potencijala.

    Stanje ravnoteže, odnosno direktni i obrnuti procesi se odvijaju istom brzinom i oba smjera su jednako vjerovatna. Kada se može odvijati spontano pri datoj temperaturi i pritisku, obrnuta reakcija nije moguća.

    Termodinamika je nauka koja proučava opšte obrasce toka procesa praćenih oslobađanjem, apsorpcijom i transformacijom energije. Hemijska termodinamika proučava međusobne transformacije hemijske energije i njenih drugih oblika – toplotne, svetlosne, električne itd., uspostavlja kvantitativne zakone ovih prelaza, a takođe omogućava predviđanje stabilnosti supstanci u datim uslovima i njihove sposobnosti da uđu u određene hemijske reakcije. Predmet termodinamičkog razmatranja naziva se termodinamički sistem ili jednostavno sistem.

    Sistem- bilo koji predmet prirode, koji se sastoji od velikog broja molekula (strukturnih jedinica) i odvojen od drugih objekata prirode realnom ili imaginarnom graničnom površinom (interfejsom).

    Stanje sistema je skup svojstava sistema koji omogućavaju definisanje sistema sa tačke gledišta termodinamike.

    Vrste termodinamičkih sistema:

    I. Po prirodi razmene materije i energije sa okolinom:

    1. Izolovani sistem - ne razmenjuje materiju ili energiju sa okolinom (Δm = 0; ΔE = 0) - termos.

    2. Zatvoreni sistem - ne razmjenjuje materiju sa okolinom, ali može razmjenjivati ​​energiju (zatvorena boca sa reagensima).

    3. Otvoreni sistem - može da razmenjuje sa okolinom, kako materiju tako i energiju (ljudsko telo).

    II. Prema agregatnom stanju:

    1. Homogena - odsustvo oštrih promjena fizičkih i hemijskih svojstava tokom prelaska iz jednog područja sistema u drugo (sastoje se od jedne faze).

    2. Heterogeni - dva ili više homogenih sistema u jednom (sastoji se od dvije ili više faza).

    Faza- ovo je dio sistema, homogen u svim tačkama sastava i svojstava i odvojen od ostalih dijelova sistema interfejsom. Primjer homogenog sistema je vodeni rastvor. Ali ako je rastvor zasićen i na dnu posude postoje kristali soli, onda je sistem koji se razmatra heterogen (postoji granica faze). Obična voda je još jedan primjer homogenog sistema, ali voda sa ledom koji pluta u njoj je heterogen sistem.



    fazni prelaz- fazne transformacije (otapanje leda, ključanje vode).

    Termodinamički proces- prelazak termodinamičkog sistema iz jednog stanja u drugo, što je uvek povezano sa narušavanjem ravnoteže sistema.

    Klasifikacija termodinamičkih procesa:

    7. Izotermno - konstantna temperatura - T = konst

    8. Izobarski - konstantni pritisak - p = konst

    9. Izohorna - konstantna zapremina - V = konst

    standardno stanje je stanje sistema uslovno odabrano kao standard za poređenje.

    Za gasna faza- ovo je stanje hemijski čiste supstance u gasnoj fazi pod standardnim pritiskom od 100 kPa (pre 1982. - 1 standardna atmosfera, 101.325 Pa, 760 mmHg), što implicira prisustvo svojstava idealnog gasa.

    Za čista faza, smjesa ili rastvarač u tekućem ili čvrstom agregacijskom stanju - ovo je stanje kemijski čiste tvari u tečnoj ili čvrstoj fazi pod standardnim pritiskom.

    Za rješenje- je stanje otopljene supstance sa standardnim molalitetom od 1 mol/kg, pod standardnim pritiskom ili standardnom koncentracijom, na osnovu uslova da je rastvor neograničeno razblažen.

    Za hemijski čista supstanca je supstanca u dobro definisanom stanju agregacije pod dobro definisanim, ali proizvoljnim standardnim pritiskom.

    U definiciji standardnog stanja nije uključena standardna temperatura, iako se često govori o standardnoj temperaturi, koja iznosi 25°C (298,15 K).

    Osnovni pojmovi termodinamike: unutrašnja energija, rad, toplota

    Unutrašnja energija U- ukupna rezerva energije, uključujući kretanje molekula, vibracije veza, kretanje elektrona, jezgara itd., tj. sve vrste energije osim kinetičkih i potencijalna energija sistema u celini.

    Nemoguće je odrediti vrijednost unutrašnje energije bilo kojeg sistema, ali je moguće odrediti promjenu unutrašnje energije ΔU koja se javlja u određenom procesu tokom prelaska sistema iz jednog stanja (sa energijom U 1) u drugo (sa energijom U 2):

    ΔU zavisi od vrste i količine supstance koja se razmatra i uslova njenog postojanja.

    Ukupna unutrašnja energija produkta reakcije razlikuje se od ukupne unutrašnje energije polaznih materijala, jer tokom reakcije, elektronske ljuske atoma molekula u interakciji se preuređuju.

    Energija se može prenositi sa jednog sistema na drugi ili sa jednog dela sistema na drugi u obliku toplote ili u obliku rada.

    toplina (Q)- oblik prijenosa energije haotičnim, nesređenim kretanjem čestica.

    posao (A)- oblik prijenosa energije uređenim kretanjem čestica pod djelovanjem bilo koje sile.

    SI jedinica za rad, toplotu i unutrašnju energiju je džul (J). 1 džul je rad sile od 1 njutna na udaljenosti od 1 m (1 J = 1 N × m = 1 kg × m 2 / s 2). U staroj hemijskoj literaturi, kalorija (cal) je bila široko korišćena jedinica toplote i energije. 1 kalorija je količina topline potrebna da se temperatura 1 grama vode podigne za 1°C. 1 Cal = 4,184 J ≈ 4,2 J. Pogodnije je izraziti topline kemijskih reakcija u kilodžulima ili kilokalorijama: 1 kJ = 1000 J, 1 kcal = 1000 cal.

    Dijeli