/

stare standard a materiei. Entalpia standard a unei reacții chimice

Capitolul 9. Proprietăţile termodinamice ale substanţelor individuale. stare standard a materiei

9.1. Sistem de referință al entalpiei. Formule pentru calcularea entalpiilor.

Este imposibil să găsiți valorile absolute ale entalpiilor și energiilor interne prin metode termodinamice, dar pot fi determinate doar modificările acestora. În același timp, în calculele termodinamice ale sistemelor cu reacție chimică, este convenabil să se utilizeze un singur cadru de referință. În acest caz, deoarece entalpia și energia internă sunt legate prin relația , este suficient să se introducă un cadru de referință pentru o singură entalpie. În plus, să compare și să sistematizeze efectele termice ale reacțiilor chimice care depind de condiție fizică substanţe care reacţionează şi din condiţiile curgerii XP se introduce conceptul de stare standard a materiei. La recomandarea Comisiei de termodinamică a Uniunii Internaționale de Chimie Pură și Aplicată (IUPAC) în 1975, starea standard este definită după cum urmează:

„Starea standard pentru gaze este starea unui gaz ideal ipotetic la o presiune de 1 atmosferă fizică (101325 Pa). Pentru lichide și solide, starea standard este starea de lichid pur sau, respectiv, pur substanță cristalină la o presiune de 1 atmosferă fizică. Pentru substanțele din soluții, starea standard este considerată a fi starea ipotetică în care entalpia unei soluții de un molar (1 mol de substanță în 1 kg de solvent) ar fi egală cu entalpia soluției la diluție infinită. Proprietățile substanțelor în stări standard sunt notate cu suprascriptul 0. (O substanță pură este o substanță constând din particule structurale identice (atomi, molecule etc.)).

Această definiție se referă la stările ipotetice ale unui gaz și ale unui dizolvat, deoarece în condiții reale stările gazelor diferă într-o măsură mai mare sau mai mică de ideal, iar stările soluțiilor diferă de soluția ideală. Prin urmare, la utilizarea proprietăților termodinamice ale substanțelor în stări standard pentru condiții reale, se introduc corecții pentru abaterea acestor proprietăți de la cele reale. Dacă aceste abateri sunt mici, atunci corecțiile pot fi omise.

În manuale, mărimile termodinamice sunt de obicei date în condiții standard: presiune R 0 =101325Pa și temperatură T 0 = 0K sau T 0 \u003d 298,15K (25 0 C). Când se creează tabele cu entalpiile totale ale substanțelor, starea lor standard la o temperatură T 0 = 0K sau T 0 = 298,15K.

Substanțe, care sunt curat elemente chimice în faza cea mai stabilă starea la R 0 \u003d 101325 Pa și temperatura punctului de referință al entalpiilor T 0, iau valoarea entalpie egală cu zero:
. (De exemplu, pentru substanțele în stare gazoasă: O 2, N 2, H 2, Cl 2, F 2 etc., pentru C (grafit) și metale (cristale solide)).

Pentru compuși chimici (CO 2, H 2 O etc.) și pentru substanțele care, fiind elemente chimice pure, nu în starea cea mai stabilă(O, N etc.) entalpie la R 0 =101325Pa și T 0 nu este egal cu zero:
.

Entalpie compuși chimici la R 0 și T 0 se bazează egală cu efectul termic al formării ele din pură elemente chimice cu acești parametri, adică
. Deci, la T 0 \u003d 0K:
și la T 0 \u003d 298,15K:
.

Entalpia oricărei substanțe la o temperatură T va fi egală cu cantitatea de căldură care trebuie furnizată în procesul izobaric, astfel încât din elemente chimice pure la o temperatură T 0 obține o substanță dată și o încălzește de la temperatură T 0 la temperatură T, adică formula pentru calcularea entalpiei oricărei substanțe este:


, sau într-o notație mai compactă avem:

,

unde indicele „o” înseamnă că substanța se află în starea standard la R 0 = 101325 Pa;
este entalpia de formare a unei substanțe la o temperatură T 0 din elemente chimice pure;
=
este excesul de entalpia asociat cu capacitatea termică a substanței, - entalpia totala, tinand cont de entalpia de formare a substantei.

Pentru T 0 = 0:

,

Pentru T= 298,15 K:

Schema de calcul a entalpiei la temperatura T poate fi reprezentat ca:

Cartea de referință pentru diferite substanțe individuale prezintă valorile:
și excesul de entalpie
pentru diferite temperaturi T.

Deoarece excesul de entalpie
în tabelele de substanțe individuale nu este dat, apoi în partea stângă a expresiei pentru
la T 0 \u003d 298,15K, este necesar să se adauge și să scadă căldura de formare a unei substanțe la o temperatură T 0 = 0K. Apoi obținem excesul de entalpia
, care este dat în tabele, și un termen suplimentar
, egală cu diferența dintre căldurile de formare la temperaturi T 0 =298K și T 0=0K; acestea. . Atunci noi avem:

Entalpiile totale calculate folosind rapoartele pentru T 0 = 0K și T 0 \u003d 298,15K au aceleași valori numerice \u200b\u200bpentru o anumită substanță la o anumită temperatură T.

      Energia Gibbs redusă și relația sa cu alte mărimi termodinamice

Energia Gibbs redusă pentru 1 mol dintr-o substanță în stare standard este introdusă de următoarea relație:

[J/molK] (1)

Unde
- energia liberă molară Gibbs la presiune standard, J/mol; este entalpia de formare a unei substanțe la T\u003d 0 K din elemente chimice simple:

este o funcție de stare și depinde numai de temperatură.

Luați derivata lui () în raport cu temperatura la p=const:

(2)

În ecuația (2), derivata energiei Gibbs față de temperatură este

, (3)

si valoarea este prin definiție egală cu

(4)

Înlocuind (3) și (4) în (2) obținem

(5)

(6)

Prima derivată a energiei Gibbs reduse în raport cu temperatură dă excesul de entalpie. Pentru probleme practice, este mult mai convenabil să luăm derivata în raport cu logaritmul temperaturii, având în vedere că dT=Td ln T. Atunci noi avem

(7)

Scriem expresia (6) ca
(8)

A doua derivată a prin temperatura la R=const dă capacitate termică

=
(9)

sau
(10)

Dependențe (6), (7), (9) și (10) pentru (
)/TȘi sunt folosite pentru a obține aproximări de temperatură ale proprietăților termodinamice ale substanțelor individuale. Entropia molară la presiunea standard este, de asemenea, exprimată în termeni de energie Gibbs redusă:

(11)

      Reprezentarea proprietăților termodinamice ale substanțelor individuale în literatura de referință

În cartea de referință editată de V.P. Glushko pentru primul mol al fiecărei substanțe individuale în stare standard, în funcție de temperatură, tabelele de valori sunt date în interval t 0 de la 100K la 6000K:

- capacitate termică izobară, J/molK;

este energia Gibbs redusă, J/molK;

- entropia, J/molK;

- exces de entalpie, kJ/mol;

, unde K 0 este constanta de echilibru a dezintegrarii XP a unei substanțe date ÎNîn atomi gazoși, o cantitate adimensională. Formula de dezintegrare a substanței:
, Unde - numărul de atomi într-o moleculă de materie ÎN.

De exemplu:
.

Valorile sunt date:

- efectul termic al reacției de descompunere a substanței B în atomi gazoși la T 0 = 0K, kJ / mol;

- entalpia de formare a unei substanţe din elemente chimice pure (efectul căldurii de formare) la T 0 =0K, kJ/mol;

- entalpia de formare a unei substanţe la T 0 =298,15K, kJ/mol;

M - relativă masa moleculara, o cantitate adimensională;

- componenta nucleară a entropiei unei substanțe, care depinde de compoziția izotopică a substanței și nu se modifică în timpul XP, J/molK. Valoarea nu afectează Funcțiile practice sunt prezentate în manual fără a fi luate în considerare .

Manualul oferă aproximări ale energiei Gibbs reduse în funcție de temperatură sub forma unui polinom pentru fiecare substanță individuală.

Aproximare ( T) în funcție de temperatură este reprezentată ca polinom:

Unde X = T 10 -4 K; φ , φ n (n=-2, -1, 0, 1, 2, 3) – coeficienți de aproximare pentru domeniul de temperatură T min TT max ,( T min = 500K, T max =6000K).

Folosind coeficienții de aproximare φ , φ n excesul de entalpia și capacitatea termică a unei substanțe pot fi calculate:

precum și entropia molară:
Pentru sarcina completă toate proprietățile termodinamice ale substanțelor individuale ale sistemelor care reacţionează chimic la o temperatură T pentru calcule pe computer la alegere T 0 = 298.15K, trebuie să introduceți următoarele valori:

acestea. 13 parametri în total, unde .

La alegere T 0 = valoare 0K
Și
ar trebui excluse din listă. Apoi au mai rămas 11 parametri:
(7 cote)



. Astfel, în calculele termodinamice ale motoarelor de rachete și avioane, este recomandabil să alegeți temperatura punctului de referință al entalpiei. T 0 = 0K.

9.4. Calculul energiei libere Gibbs și al entropiei materiei la o presiune diferită de presiunea în condiții standard

Entalpia molară , capacitate termică
și energie internă depinde doar de temperatura:

Entropia molară , energie liberă Gibbs , Helmholtz energie liberă depinde de temperatura si presiune.

Să stabilim o legătură între cantități:
și valorile lor în stare standard
care se determină cu ajutorul materialelor de referinţă.

Să obținem mai întâi o expresie pentru energia liberă Gibbs. Din expresia combinată a primei și a doua legi ale termodinamicii pentru un TS simplu, închis și pentru procese reversibile pentru 1 mol de substanță, avem:

La T= const( dT= 0) obținem
, Unde
. Unde după integrare pentru procesul final în domeniul de presiune de la R 0 la R avem

, sau
(1)

Unde
-energie liberă molară Gibbs la R 0 \u003d 1 atm fizic,
- la fel si cu presiunea
. Dependența (1) este valabilă pentru substanțele gazoase și condensate la T= const.

Pentru un gaz ideal,
. Prin urmare,
iar integrala din (1) va fi egală cu
. Indicând prin
presiune adimensională; Unde R 0 = 101325Pa; ~ tilde, obținem pentru un gaz ideal o formulă de calcul a energiei libere Gibbs la presiune p≠p 0:

Dacă substanța este într-un amestec de gaze, atunci pt i a-a componentă a unui amestec de gaze ideale, avem:

unde este presiunea parțială normalizată și presiunea amestecului normalizat legate de raport
, ținând cont de fracția molară
i-al-lea gaz,
, iar presiunea amestecului de gaze este determinată de legea Dalton
.Pentru a obține formula de calcul , exprimată în fracții molare, reprezentăm formula (3) ca:

Să notăm energia liberă molară Gibbs i gazul la presiunea amestecului. Apoi primim

Energiile libere de Gibbs molare ale substanțelor condensate nu depind de presiune, deoarece volumele lor pot fi neglijate în comparație cu volumele componentelor gazoase. Apoi formula de calcul
substanțele condensate vor lua forma:

Unde X i– fracția molară i-a-a substanță în raport cu faza în care se află (la numărul de moli ai fazei sale),
este energia liberă molară Gibbs a unei materii pure condensate, la p= p 0 =101325Pa.

Efectul presiunii asupra entropiei poate fi determinat din expresia pentru energia liberă molară Gibbs pentru i a-a componentă a unui gaz ideal la presiune p ≠p 0

din care rezultă că

(7)

După înlocuirea (8) în (7) și ținând cont de faptul că
, primim:

Pentru a i-a componentă a materiei condensate, prin analogie cu expresia (9), se poate obține o formulă pentru calcularea entropiei la p ≠p 0

Valoare - preluat din manual R 0 =101325 Pa.

9.5. Calculul energiei libere Gibbs pentru gaze și soluții reale. Volatilitate și activitate

Când calculați energia liberă molară Gibbs pentru gaze și soluții reale, puteți utiliza formulele obținute pentru gazele și soluțiile ideale. În același timp, presiuni parțiale p i sunt înlocuite cu valoarea volatilității f i [Pa] și fracții molare X i- pe activitate A i. Volatilitatea este presiunea, determinată din ecuația de stare pentru gazele reale, care are același efect asupra sistemului ca și în cazul unui gaz ideal. De fapt f i este presiunea corectată, care caracterizează abaterea sistemului termodinamic de la starea ideală descrisă de ecuația de stare pentru un gaz ideal.

Astfel, pentru gazele reale, valoarea energiei libere molare Gibbs va fi determinată de expresie

Unde
,
compoziţie). Pe măsură ce starea unui gaz real se apropie de starea unui gaz ideal, volatilitatea tinde la presiune parțială . Pentru un gaz ideal f i = p i(la presiuni joase).

Activitate A i(cantitatea adimensională) este fracția molară corectată X i, care caracterizează abaterea sistemului condensat de la starea ideală. Pe măsură ce soluția reală se apropie de starea ideală, activitatea A i tinde spre fracția molară X i. Pentru soluții slabe A i =X i . Astfel, pentru soluții reale

Metoda descrisă pentru calcularea energiei libere Gibbs a fost propusă de fizicianul american Lewis G.N. (1875-1946).

În termodinamică se folosesc și conceptele de coeficienți de fugacitate
si activitati
. Pentru gaze și soluții ideale
.

9.6. A treia lege a termodinamicii, și prin dilatarea izotermă a fluidului de lucru, deoarece fluidul de lucru încetează să degaje căldură mediului, deoarece stări Calculul căderii de presiune în sistem ieșirea de gaz a navei, atunci când se folosește o ieșire de gaz de la mal pentru ...

  • Termodinamica proceselor reale

    Document

    ... sistem numit liber entalpie. Pentru mai multe detalii despre această caracteristică, consultați următoarele capitol ... state ecranare pentru asta substanţă curgere. Formule(222) și (223) sunt valabile pentrusisteme... specifice termodinamicproprietăți ...

    • Reacțiile chimice sunt folosite nu numai pentru obținerea produselor finite. Foarte des este important să știm câtă căldură se poate obține prin arderea unui anumit tip de combustibil, câtă muncă se poate obține în timpul diferitelor reacții chimice. De mare importanță este și soluția preliminară a întrebării posibilității fundamentale a apariției unei anumite reacții. Toate acestea se pot realiza prin efectuarea unor calcule speciale bazate pe cunoașterea parametrilor termodinamici ai substanțelor implicate în procesul chimic. Deoarece transformările chimice sunt foarte diverse și peste 100 de elemente chimice pot participa la reacții, se pune problema alegerii originii mărimilor termodinamice. În acest scop, termodinamica folosește pe scară largă conceptele stări standard și condiții standard.

    O caracteristică importantă a reacțiilor chimice este că, în timpul reacției, diferitele elemente chimice nu se transformă unele în altele. Aceasta înseamnă că pentru a seta punctul de referință pentru mărimile termodinamice, se pot lua toate elementele chimice în stări standard, exact la fel atât în ​​raport cu materiile prime cât şi în raport cu produşii de reacţie.

    În secțiunea anterioară, s-a arătat că valorile parametrilor energetici ai proceselor chimice depind în general de calea reacției. Acestea sunt, de exemplu, căldura procesului sau munca procesului. Dar, cu toate acestea, există condiții în care căldura și munca procesului sunt determinate în mod unic prin setarea stărilor finale și inițiale. în care procesele trebuie să aibă loc la un volum sau presiune constantă. Temperatura sistemului la sfârșitul procesului trebuie să fie aceeași cu temperatura de la începutul procesului.În astfel de cazuri, schema de efectuare a calculelor termodinamice pare deosebit de simplă, după cum urmează din Fig. 11.1.

    Modificarea parametrului termodinamic într-o reacție

    substanţe iniţiale -» substanţe finale

    este egală cu diferența dintre parametrii corespunzători pentru formarea substanțelor finale și inițiale. De exemplu, modificarea entalpiei într-o reacție este

    În mod similar, se calculează modificarea reacției și a altor cantități. Pentru entropie se folosesc valorile absolute ale substanțelor

    Desemnarea mărimilor termodinamice în fig. 11.1 este prevăzut cu indici suplimentari. Indicele „o” indică faptul că valoarea luată în considerare caracterizează starea standard a materiei.

    Indicele „g” provine de la cuvânt englezesc reacţieși va fi utilizat pe scară largă în viitor pentru a caracteriza cantitățile care se modifică în reacții. Index „f” (formare) indică o modificare a valorii considerate în reacția de formare a unui compus din substanțe simple. Cu toate acestea, utilizarea indicelui „r” (sau „f”) are o altă funcție importantă: o modificare a unei mărimi termodinamice, scrisă ca A g M, caracterizează

    Orez. 11.1. Schema de calcul a parametrilor termodinamici ai vitezei de schimbare a reacțiilor chimice Mîntr-un răspuns cu o modificare cu unu pentru un sistem foarte mare, când modificările nu afectează proprietățile sistemului. Cu alte cuvinte, cantitățile cu indicele „g” (sau „f”) caracterizează proprietăți diferențiale sisteme:

    si de exemplu

    păstrând neschimbați parametrii sistemului (cu excepția valorii?). Asa de, AM este modificarea valorii lui M, un A x M - viteza de modificare a valorii lui M cu adâncimea reacției. Valoarea lui A x M caracterizează tangenta pantei curbei dependenței lui M de ?,.

    Valorile necesare calculelor sunt preluate direct din tabele termodinamice, care sunt create pe baza datelor experimentale și teoretice.

    Ca un zero de referință unic, se utilizează în prezent un set de toate elementele chimice sub formă de substanțe simple care sunt în cele mai stabile forme la 25 ° C. De exemplu, carbonul este luat sub formă de grafit, bromul este luat sub formă de lichid. Se fac excepții pentru fosfor și staniu. Pentru fosfor, fosforul alb (compusul P 4) este luat ca substanță de bază, iar pentru staniu, staniul alb ((3-staniu), deoarece aceste substanțe sunt mai accesibile. un set de substanţe simple formează o bază pentru calcule termodinamice, iar fiecare substanță simplă inclusă în bază este de bază substanţă.

    Pentru a efectua calcule termodinamice, parametrii substanței sunt utilizați în state standard, care, în conformitate cu recomandarea IUPAC (pentru utilizare din 1982), sunt selectate după cum urmează:

    1. Temperatura unei substanțe în stare standard este egală cu temperatura sistemului:

    2. Presiunea asupra unei substanțe în stare standard sau presiunea unei substanțe gazoase în stare standard (p°) este egal cu 1 bar:

    Până în 1982, a fost folosită o presiune de o atmosferă ca presiune în stare standard (1 atm = 101325 Pa). Deși posibilele diferențe în datele de referință sunt mici, se recomandă totuși să se acorde atenție sistemului de unități utilizate pentru presiunea în stare standard.

    • 3. Pentru substante gazoase Stările ipotetice sub formă de gaze ideale sunt alese ca stări standard.
    • 4. Pentru substanțele lichide și solide, stările reale se iau la p°= 1 bar și temperatură T.
    • 5. Uneori sunt introduse în considerare stări ipotetice ale materiei, de exemplu, apa sub formă de gaz la o presiune de 1 bar și o temperatură sub 100 °C, sau sub formă de gheață la 25 °C.
    • 6. Se numesc mărimi termodinamice care caracterizează substanțele în stări standard standard.

    Se spune că substanțele în stări standard la o temperatură T° = 298,15 K se găsesc în condiții standard. Vă rugăm să rețineți că nu trebuie să confundați stările standard și condițiile standard: condiții standard posibile la orice temperatură, condițiile standard se referă doar la temperatură 25 °C.

    Trebuie remarcat faptul că alte stări standard sunt uneori folosite în practică, dacă acest lucru pare mai convenabil. Pentru substanțele solide și lichide, conceptul de stare standard este adesea folosit la orice presiune, și nu doar la p°= 1 bar. Pentru a desemna valori standard legate de astfel de condiții standard, vom folosi superscriptul „*” (de exemplu, UN*).

    Pentru amestecuri și soluții, starea unui amestec ideal sau a unei soluții cu o concentrație a unei substanțe egală cu unitatea (molaritate sau molalitate) este utilizată ca standard.

    Uneori state cu T= Dsisteme) și V=Și ' = 1 l.

    ELEMENTE DE TERMODINAMICĂ ȘI CINETICĂ CHIMĂ

    Sisteme termodinamice: definirea, clasificarea sistemelor (izolate, închise, deschise) și proceselor (izoterme, izobare, izocorice). Stare standard.

    termodinamica - este stiinta studierea legilor generale ale cursului proceselor însoțite de eliberarea, absorbția și transformarea energiei.

    Termodinamica chimica studiază transformările reciproce ale energiei chimice și celelalte forme ale acesteia - termică, ușoară, electrică etc., stabilește legile cantitative ale acestor tranziții și, de asemenea, vă permite să preziceți stabilitatea substanțelor în condiții date și capacitatea lor de a intra în anumite substanțe chimice. reactii. Termochimia, care este o ramură a termodinamicii chimice, studiază efectele termice ale reacțiilor chimice.

    Obiectul considerației termodinamice se numește sistem termodinamic sau pur și simplu sistem.

    Sistem - orice obiect al naturii, constând din un numar mare molecule (unități structurale) și separate de alte obiecte ale naturii printr-o suprafață de frontieră reală sau imaginară (interfață).

    Starea sistemului este un set de proprietăți ale sistemului care permit definirea sistemului din punct de vedere al termodinamicii.

    Tipuri de sisteme termodinamice:

    I. Prin natura schimbului de materie si energie cu mediu inconjurator:

    Sistem izolat - nu face schimb de materie sau energie cu mediul (Δm = 0; ΔE = 0) - termos, vas Dewar.

    Izolat adiabatic - Este imposibil să faceți schimb de energie termică cu mediul extern, schimbul de materie este posibil.

    2. Sistem închis – nu face schimb cu mediul ca substanță, dar poate face schimb de energie (balon închis cu reactivi).

    3. sistem deschis- poate schimba atât materie cât și energie cu mediul (corpul uman).

    Același sistem poate fi în stări diferite. Fiecare stare a sistemului este caracterizată de un anumit set de valori ale parametrilor termodinamici. Parametrii termodinamici includ temperatura, presiunea, densitatea, concentrația etc. O modificare a cel puțin unui parametru termodinamic duce la o schimbare a stării sistemului în ansamblu. Dacă parametrii termodinamici sunt constanți în toate punctele sistemului (volum), starea termodinamică a sistemului se numește echilibru.

    II. După starea de agregare:

    1. Omogen - absența modificărilor drastice ale fizice și proprietăți chimiceîn timpul tranziției de la o zonă a sistemului la alta (ele constau dintr-o fază).

    2. Eterogene - două sau mai multe sisteme omogene într-unul (constă din două sau mai multe faze).

    O fază este o parte a unui sistem care este omogenă în toate punctele de compoziție și proprietăți și este separată de alte părți ale sistemului printr-o interfață. Un exemplu de sistem omogen este soluție de apă. Dar dacă soluția este saturată și există cristale de sare în fundul vasului, atunci sistemul luat în considerare este eterogen (există o limită de fază). Apa simplă este un alt exemplu de sistem omogen, dar apa cu gheață care plutește în el este un sistem eterogen.

    faza de tranzitie- transformări de fază (topirea gheții, fierberea apei).

    Proces termodinamic- tranziție sistem termodinamic de la o stare la alta, care este întotdeauna asociată cu o încălcare echilibru sisteme.

    De exemplu, pentru a reduce volumul de gaz conținut într-un vas, trebuie să mutați pistonul. În acest caz, gazul va fi comprimat și, în primul rând, presiunea gazului din apropierea pistonului va crește - echilibrul va fi perturbat. Dezechilibrul va fi cu atât mai mare, cu atât pistonul se mișcă mai repede. Dacă pistonul este mișcat foarte lent, atunci echilibrul este ușor deranjat și presiunea în diferite puncte diferă puțin de valoarea de echilibru corespunzătoare unui anumit volum de gaz. În limita cu compresie infinit de lentă, presiunea gazului va avea în fiecare moment de timp o anumită valoare. În consecință, starea gazului va fi întotdeauna în echilibru, astfel încât un proces infinit de lent va fi compus dintr-o succesiune de stări de echilibru. Un astfel de proces se numește echilibru sau cvasistatic.

    Procesul infinit de lent este o abstractizare. În practică, un proces poate fi considerat cvasistatic dacă decurge atât de lent încât abaterile valorilor parametrilor de la valorile de echilibru sunt neglijabil de mici. La schimbarea direcției procesului de echilibru (de exemplu, înlocuirea compresiei gazului cu expansiune), sistemul va trece prin aceleași stări de echilibru ca în cursul înainte, dar în secvență inversă. Prin urmare, procesele de echilibru se mai numesc reversibil. Este numit procesul prin care un sistem revine la starea sa originală după o serie de modificări proces sau ciclu circular. Conceptele de stare de echilibru și proces reversibil joacă un rol important în termodinamică. Toate concluziile cantitative ale termodinamicii sunt aplicabile numai stărilor de echilibru și procese reversibile.

    Clasificarea proceselor termodinamice:

    izotermă - temperatură constantă - T= const

    izobar - presiune constantă - p= const

    Izocoric - volum constant - V= const

    Adiabatic - fără schimb de căldură între sistem și mediu - d Q=0

    stare standard- în termodinamica chimica stări acceptate condiționat ale substanțelor individuale și ale componentelor soluțiilor în evaluare mărimi termodinamice.

    Necesitatea introducerii „stărilor standard” se datorează faptului că legile termodinamice nu descriu cu acuratețe comportamentul substanțelor reale atunci când caracteristică cantitativă servește presiune sau concentraţie. Stările standard sunt alese din motive de comoditate a calculelor și se pot schimba la trecerea de la o problemă la alta.

    În stările standard, valorile mărimilor termodinamice sunt numite „standard” și notate cu zero în superscript, de exemplu: G0, H0, m0 sunt, respectiv, standard. Energia Gibbs, entalpie, potential chimic substante. În loc de presiune ecuații termodinamice pentru gaze ideale iar soluțiile folosesc volatilitatea, iar în loc de concentrare - activitate.

    Comisia pentru termodinamică uniunea internaţională de chimie teoretică şi aplicată(IUPAC) a definit o stare standard ca starea unui sistem ales condiționat ca standard pentru comparație. Comisia a propus următoarele stări standard ale substanțelor:

    Pentru faza gazoasă, aceasta este starea (presupusă). substanță chimic purăîn fază gazoasă la o presiune standard de 100 kPa (înainte de 1982 - 1 atmosferă standard, 101.325 Pa, 760 mmHg), implicând prezența proprietăților gaz ideal.

    Pentru fază pură, amestec sau solvent în lichid sau solid starea de agregare - Aceasta este starea unei substanțe chimice pure într-o fază lichidă sau solidă sub presiune standard.

    Pentru o soluție, aceasta este starea (presupusă) a solutului cu standardul molalitate 1 mol/kg, sub presiune standard sau concentrație standard, în funcție de condițiile în care soluția este diluată la nesfârșit.

    Pentru o substanță pură din punct de vedere chimic, este o substanță într-o stare de agregare bine definită sub o presiune standard bine definită, dar arbitrară.

    Definiția IUPAC a unei stări standard nu include o temperatură standard, deși se vorbește adesea despre o temperatură standard, care este de 25 °C (298,15 K).

    7. Viteza de reacție: medie și adevărată. Legea maselor active.

    Sisteme termodinamice: definirea, clasificarea sistemelor (izolate, închise, deschise) și proceselor (izoterme, izobare, izocorice). Stare standard.

    Avem cea mai mare bază de informații din RuNet, așa că puteți găsi întotdeauna întrebări similare

    Dependența vitezei de reacție de concentrație. Molecularitatea actului elementar al reacției. Ordinea de reacție. Ecuații cinetice ale reacțiilor de ordinul întâi și zero. jumătate de viață.

    Dependența vitezei de reacție de temperatură. Coeficientul de temperatură al vitezei de reacție și caracteristicile sale pentru procesele biochimice. Energie activatoare.

    Cataliza este omogenă și eterogenă. cataliză enzimatică. Ecuația Michaelis-Menten.

    echilibru chimic. Reacții reversibile și ireversibile.

    Donație Mayo. Selecția turistică. Taxa pentru un loc pentru parcare auto

    Plătitorii de impozite є persoane fizice și juridice, inclusiv nerezidenți, ca є vysniks despre \"acte de indisciplină de viață.

    Agricultură

    Clasificarea culturilor după caracteristicile botanice și biologice. Formarea structurii zonelor însămânțate. Tehnologia agricolă. Caracteristici biologice și botanice.

    Fundamentele virobnitsiei. Munca practica

    Caietul de numiri pentru studenții din domeniul învățământului muncii la specialitățile 5.01010301 „Învățămîntul tehnologic”. În cartea de ajutor a prezentării a treisprezece sarcini practice tipice, este posibil să luați cunoștințele și diferitele aspecte ale nutriției de bază: viață, putere și modalități de prelucrare a materialelor.

    Răspundere materială pentru încălcarea mea și a unei persoane de admitere

    Elemente și sisteme egale de securitate a admiterii. Șeful de securitate. Securitatea modului de acces. Psihologie extremă.

    Lucrări de curs pentru subiectul „Întemeierea roboților pe un computer” Pe tema: Obiecte ale sistemului de operare Windows. Kiev 2015

    Pentru a compara efectele termice ale diferitelor reacții între ele, este necesară standardizarea condițiilor în care au loc aceste reacții (materiile prime sunt luate în rapoarte stoichiometrice). Starea fiecărei substanțe este creată ca stare standard. Aceasta este starea fizică în care substanța este mai stabilă, la P0=101kPa=1 atm. și T=298K=25˚С.

    Efectul termic al reacției care se desfășoară în condiții standard.

    Ecuații termochimice - acestea sunt ecuațiile reacțiilor chimice, în care, lângă formula reacțiilor participante, starea substanței este indicată între paranteze (solid - (t), cristalin - (k), lichid - (g), gazos - (g), soluție - (p)) și după ecuație, separate prin punct și virgulă, se indică amploarea efectului termic, în condiții standard.

    În această reacție, din substanțe simple se formează o substanță complexă, iar efectul de căldură al unor astfel de reacții se numește căldură de formare a unei substanțe.

    Terlotul standard al formării unei substanțe () este efectul termic al formării a 1 mol dintr-o substanță din substanțe simple aflate în stare standard.

    În mod convențional, se presupune că căldura standard de formare a substanțelor simple este zero. Căluri standard de formare substanțe complexe sunt disponibile în tabelul de referință.

    Legi termochimice și calcule asupra acestora:

    1. legea lui Hess.

    Efectul termic al reacției care se desfășoară în mai multe etape este egal cu suma efectelor termice ale etapelor individuale.

    oxidarea grafitului.

    Consecința legii lui Hess:

    Adică, efectul termic al procesului depinde numai de tipul de substanțe inițiale și de produșii de reacție, dar nu depinde de calea de tranziție.

    Efectul termic al reacției este egală cu diferența sumele căldurilor de formare a produselor de reacție și a substanțelor inițiale. Căldura de formare a participanților la reacție se calculează în următoarea expresie, ținând cont de coeficientul ecuației de reacție. Ultima expresie este utilizată pentru a calcula efectele termice ale reacțiilor chimice care au loc în condiții standard, folosind date de referință, în funcție de căldurile standard de formare ale participanților la reacții.

    2. Legea lui Lavoisier-Laplace.

    Căldura de formare a unei substanțe este numeric egală cu căldura de descompunere a unei substanțe cu semnul opus.

    Direcția reacțiilor chimice.

    Orice reacție chimică este reversibilă, adică poate proceda atât în ​​direct cât și în direcție inversă. Prin urmare, atât materiile prime, cât și produsele de reacție sunt întotdeauna prezente în amestecul de reacție. Dar raportul va depinde de condițiile în care se găsesc substanțele care reacţionează. Toate reacțiile sunt reversibile, dar în anumite condiții pot merge într-o anumită direcție.

    Termodinamica vă permite să determinați direcția unei reacții date în condiții date (la t=const și P=const). Procesele asociate cu o scădere a energiei libere a sistemului decurg spontan. Pe baza acesteia, pot apărea spontan reacții în cursul cărora energia liberă a sistemului scade. În timpul unei reacții exoterme, conținutul de căldură scade; astfel de reacții ar trebui să aibă loc spontan (), totuși, acest criteriu nu este singurul. Modificarea energiei libere este determinată și de valoarea unei alte funcții termodinamice - entropia. Un exemplu poate fi dat de reacții care sunt exoterme, dar nu au loc spontan.

    Prin urmare, principiul Berthelot-Thomson nu se aplică tuturor reacțiilor. Asta pentru că schimbarea sistem liber asociat nu numai cu o modificare a conținutului său de căldură, ci și cu o modificare a entropiei.

    Procesele pot continua fără modificarea energiei interne și fără modificarea conținutului de căldură.

    Entropia (S, J/K) este o funcție termochimică, o măsură a dezordinei unui sistem, o funcție de probabilitate a stării sistemului. Astfel, au loc procese spontane în timpul cărora entropia crește, adică crește haosul. Procesul invers necesită energie.

    Expansiunea spontană a gazului într-un gol sau într-un vid și procesele de amestecare pot avea loc spontan.

    Criterii pentru spontan

    cursul procesului.
    Entropia standard a unei substanțe ( (V), J / mol * K) are scopul de a compara și determina entropia în reactie chimica. Este posibil să se estimeze entropia pentru 1 mol de orice substanță în condiții standard. Pentru entropie se observă consecințele legii lui Hess.

    Modificarea entropiei în condiții standard în timpul unei reacții chimice.

    Modificarea entropiei nu depinde de metoda de trecere a sistemului de la starea inițială la starea finală, ci este determinată doar de stările inițiale și finale ale substanțelor care reacţionează. Și dacă , atunci reacțiile decurg spontan, cu condiția ca .

    Entropia unei substanțe depinde de starea sa fizică și trecerea de la entropia cristalină la cea lichidă și gazoasă va crește. Entropia este proporțională cu temperatura.

    Potențialul izobaric-izotermic al sistemului este valoarea energiei libere a sistemului la presiune și temperatură constante, în condiții standard, se notează G 0. În cursul unei reacții chimice, are loc o modificare a potențialului izobar-termic.

    Starea de echilibru, adică procesele directe și inverse decurg cu aceeași viteză și ambele direcții sunt la fel de probabile. Când poate decurge spontan la o temperatură și presiune date, reacția inversă nu este posibilă.

    Termodinamica este o știință care studiază tiparele generale ale fluxului proceselor însoțite de eliberarea, absorbția și transformarea energiei. Termodinamica chimică studiază transformările reciproce ale energiei chimice și ale celorlalte forme ale acesteia - termică, luminoasă, electrică etc., stabilește legile cantitative ale acestor tranziții și, de asemenea, face posibilă prezicerea stabilității substanțelor în condiții date și a capacității lor de a intra. în anumite reacţii chimice. Obiectul considerației termodinamice se numește sistem termodinamic sau pur și simplu sistem.

    Sistem- orice obiect al naturii, format dintr-un număr mare de molecule (unități structurale) și separat de alte obiecte ale naturii printr-o suprafață de frontieră reală sau imaginară (interfață).

    Starea sistemului este un set de proprietăți ale sistemului care permit definirea sistemului din punct de vedere al termodinamicii.

    Tipuri de sisteme termodinamice:

    eu. Prin natura schimbului de materie și energie cu mediul:

    1. Sistem izolat - nu face schimb de materie sau energie cu mediul (Δm = 0; ΔE = 0) - termos.

    2. Sistem închis – nu face schimb de materie cu mediul, dar poate face schimb de energie (balon închis cu reactivi).

    3. Sistem deschis – poate face schimb cu mediul, atât materie cât și energie (corpul uman).

    II. După starea agregată:

    1. Omogen - absența modificărilor bruște ale proprietăților fizice și chimice în timpul tranziției de la o zonă a sistemului la alta (ele constau dintr-o fază).

    2. Eterogene - două sau mai multe sisteme omogene într-unul (constă din două sau mai multe faze).

    Fază- aceasta este o parte a sistemului, omogenă în toate punctele de compoziție și proprietăți și separată de alte părți ale sistemului prin interfață. Un exemplu de sistem omogen este o soluție apoasă. Dar dacă soluția este saturată și există cristale de sare în fundul vasului, atunci sistemul luat în considerare este eterogen (există o limită de fază). Apa simplă este un alt exemplu de sistem omogen, dar apa cu gheață care plutește în el este un sistem eterogen.



    faza de tranzitie- transformări de fază (topirea gheții, fierberea apei).

    Proces termodinamic- trecerea unui sistem termodinamic de la o stare la alta, care este întotdeauna asociată cu o încălcare a echilibrului sistemului.

    Clasificarea proceselor termodinamice:

    7. Izotermă - temperatură constantă - T = const

    8. Izobar - presiune constantă - p = const

    9. Izocor - volum constant - V = const

    stare standard este starea sistemului aleasă condiționat ca standard pentru comparație.

    Pentru fază gazoasă- aceasta este starea unei substanțe chimic pure în fază gazoasă la o presiune standard de 100 kPa (înainte de 1982 - 1 atmosferă standard, 101.325 Pa, 760 mm de mercur), implicând prezența proprietăților unui gaz ideal.

    Pentru fază pură, amestec sau solvent în stare lichidă sau solidă de agregare - aceasta este starea unei substanțe chimice pure într-o fază lichidă sau solidă sub presiune standard.

    Pentru soluţie- este starea unui dizolvat cu o molalitate standard de 1 mol/kg, la presiune standard sau concentrație standard, în funcție de condițiile în care soluția este diluată fără restricții.

    Pentru substanță chimic pură este o substanță într-o stare de agregare bine definită sub o presiune standard bine definită, dar arbitrară.

    În definiţia stării standard nu este inclusă temperatura standard, deși se vorbește adesea despre temperatura standard, care este de 25 ° C (298,15 K).

    Concepte de bază ale termodinamicii: energie internă, muncă, căldură

    Energia internă U- rezerva totală de energie, inclusiv mișcarea moleculelor, vibrațiile legăturilor, mișcarea electronilor, nucleelor ​​etc., i.e. toate tipurile de energie cu excepţia cinetică şi energie potențială sisteme ca un întreg.

    Este imposibil să se determine valoarea energiei interne a oricărui sistem, dar este posibil să se determine modificarea energiei interne ΔU care are loc într-un anumit proces în timpul tranziției sistemului de la o stare (cu energia U 1) la alta. (cu energie U 2):

    ΔU depinde de tipul și cantitatea substanței luate în considerare și de condițiile de existență a acesteia.

    Energia internă totală a produselor de reacție diferă de energia internă totală a materiilor prime, deoarece în timpul reacției, învelișurile de electroni ale atomilor moleculelor care interacționează sunt rearanjate.

    Energia poate fi transferată de la un sistem la altul sau de la o parte a unui sistem la alta sub formă de căldură sau sub formă de muncă.

    Căldură (Q)- o formă de transfer de energie prin mișcare haotică, dezordonată a particulelor.

    Lucru (A)- o formă de transfer de energie prin mișcarea ordonată a particulelor sub acțiunea oricăror forțe.

    Unitatea SI pentru lucru, căldură și energie internă este joule (J). 1 joule este munca unei forțe de 1 newton la o distanță de 1 m (1 J = 1 N × m = 1 kg × m 2 / s 2). În vechea literatură chimică, caloria (cal) era o unitate de căldură și energie utilizată pe scară largă. 1 calorie este cantitatea de căldură necesară pentru a crește temperatura a 1 gram de apă cu 1°C. 1 Cal \u003d 4,184 J ≈ 4,2 J. Este mai convenabil să exprimați căldura reacțiilor chimice în kilojuli sau kilocalorii: 1 kJ \u003d 1000 J, 1 kcal \u003d 1000 cal.

    Acțiune