Химическая термодинамика. Энтропия. Энергия Гиббса

Внутренняя энергия, энтальпия, энтропия, потенциал Гиббса.

Внутреняя энергия (U) вещества складывается из кинетической и потенциальной энергии всех частиц вещества, кроме кинетической и потенциальной энергии вещества в целом. Внутреняя энергия зависит от природы вещества, его массы, давления, температуры. При химических реакциях разница величин внутренней знергии веществ до и после реакции выливается в тепловой эффект химической реакции. Различают тепловой эффект химической реакции, осуществляемой при постоянном объеме Qv (изохорный тепловой эффект), и тепловой эффект реакции при постоянном давлении Qp (изобарный тепловой эффект).

Тепловой эффект при постоянном давлении, взятый с противоположным знаком называют изменением энтальпии реакции (ΔH = -Qp).

Энтальпия связана с внутренней энергией H = U + pv, где p – давление, а v – объем.

Энтропия (S) – мера беспорядка в системе. Энтропия газа больше, чем энтропия жидкости и твердого тела. Энтропия это логарифм вероятности существования системы (Больцман 1896г): S = R ln W, где R – универсальная газовая постоянная, а W – вероятность существования системы (число микросостояний, которыми может быть осуществлено данное макросостояние). Энтропия измеряется в Дж/мольּK и энтропийных единицах (1э.е. =1Дж/мольּK).

Потенциал Гиббса (G) или изобарно-изотермический потенциал. Эта функция состояния системы получила название движущей силы химической реакции. Потенциал Гиббса связан с энтальпией и энтропией соотношением:

∆G = ∆H – T ∆S, где T температура в K.

6.4 Законы термохимии. Термохимические расчеты.

Закон Гесса (Герман Иванович Гесс 1840): тепловой эффект химической реакции не зависит от пути по которому идет процесс, а зависит от начального и конечного состояния системы.

Закон Лавуазье-Лапласа: тепловой эффект прямой реакции равен тепловому эффекту обратной с противоположным знаком.

Закон Гесса и следствия из него используют для расчетов изменения энтальпии, энтропии, потенциала Гиббса при химических реакциях:

∆S = ∑S 0 298 (прод.) — ∑S 0 298 (исход.)

Формулировка следствия из закона Гесса для расчета изменения энтальпии реакции: иэменения энтальпии реакции равно сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрии.

∆H 0 298 – стандартная энтальпия образования (количество теплоты, которое выделяется или поглощается при образовании 1 моля вещества из простых веществ при стандартных условиях). Стандартные условия: давление 101,3 кПа и температура 25 0 C.

6.5 Направление протекания химической реакции.

Принцип Бертло-Томсена: все самопроизвольно протекающие химические реакции идут с уменьшением энтальпии. Этот принцип работает при низких температурах. При высоких температурах могут протекать реакции с увеличением энтальпии.

Более общим критерием возможности протекания процесса является потенциал Гиббса: ∆G 0 — процесс невозможен, ∆G = 0, в системе равновесие (возможен прямой и обратный процесс).

Читать еще:  Онлайн тест на тип восприятия «Визуал Аудиал Кинестетик Дигитал. Тест на восприятие — аудиал, визуал, кинестетик и коммуникативщик

149.154.154.61 © studopedia.ru Не является автором материалов, которые размещены. Но предоставляет возможность бесплатного использования. Есть нарушение авторского права? Напишите нам | Обратная связь.

Отключите adBlock!
и обновите страницу (F5)

очень нужно

Глава 4. Химическая термодинамика.

#1. Основные понятия химической термодина-мики: внутренняя энергия, энтальпия, энтропия, свободная энергия Гиббса, химический потен-циал. Их взаимосвязь. I и II начала термодина-мики. Направленность самопроизвольного проте-кания химических процессов.

Состояние термодинамической системы однозначно характеризуется её термодинамическими параметрами или функциями состояния. К ним относится и внутренняя энергия U.

Протекание любого процесса есть следствие стремления системы перейти в более устойчивое состояние, характеризующееся минимумом внутренней энергии. Внутренняя энергия любой закрытой химической системы, находящейся в состоянии химического равновесия будет минимальна.

Это экстенсивная функция.

Введём величину энтальпия: H=U+pV

Внутренняя энергия складывается из энтальпии и работы против внешних сил.

Энтальпия – теплосодержание – количество теплоты, которое впитывает система при переходе от нуля Кельвинов до выбранной температуры.

Отслеживается только изменение энтальпии.

ΔH>0: эндотермическая реакция

Для чистого вещества в состоянии ИГ: ΔH 0 =1,012*10 5 Па

Рассмотрим изолированную систему, состоящую из сосуда, разделенного перегородкой на две части. Первоначально в каждой из частей находятся два разных газа – СО и СО2. Вытащим перегородку, газы самопроизвольно перемешаются. Теперь молекулы обоих газов можно с одинаковой вероятностью встретить в обеих частях сосуда, тогда как до удаления перегородки газы находились каждый в своей части.

Невозможно представить себе, чтобы самопроизвольно произошел обратный процесс – разделение газов по частям сосуда так, чтобы нам осталось только вставить перегородку. Очевидно, что если нам понадобится снова разделить газы, то придется для этого затратить определенные усилия.

Приведенный пример показывает, что система самопроизвольно перешла в состояние, в котором молекулы газа распределены по объему сосуда большим числом способов.

Энтропию можно определить как количество теплоты, полученной или отданной системой при данной температуре: ∆S = Q/T.

Она является мерой теплоты, неспособной совершать работу. Если система получает тепло при постоянной температуре, то оно все расходуется на повышение энтропии системы. Если необходимо, чтобы при этом система совершала работу, ее температура должна изменяться.

Существует другое определение энтропии – статистическое. При статистическом рассмотрении системы, энтропия характеризует термодинамическую вероятность данного состояния. Это выражается в определении Больцмана:

где S – энтропия, W – вероятность реализации какого-либо состояния (термодинамическая вероятность), а k – постоянная Больцмана

Термодинамическая вероятность реализации данного состояния тем больше, чем большим числом микросостояний оно реализуется.

При увеличении температуры энтропия растёт. Энтропия идеального кристалла при 0К равна 0. Это утверждение называют третьим началом термодинамики.

Согласно статистическому определению энтропии, ее можно рассматривать упрощенно как меру упорядоченности системы, и, таким образом, второе начало термодинамики отражает стремление изолированной системы к разупорядочению. Примерами самопроизвольных процессов являются диффузия, испарение.

Читать еще:  С днем рождения свекрови 60 лет

Свободная энергия Гиббса.

При протекании любых процессов в системе их направление определяется двумя тенденциями:

1. Стремлением системы к минимуму внутренней энергии.

2. Стремлением изолированной системы к максимуму энтропии.

Оба эти фактора отражает величина термодинамического потенциала. При постоянном давлении термодинамический потенциал называют свободной энергией Гиббса, который равен:

Так как в его определение входят только функции состояния, то и свободная энергия Гиббса является функцией состояния.

При любых изотермических процессах ее изменение равно:

т.е. является функцией состояния.

TΔS – теплопередача энергии

ΔG уходит в работу

ΔG – максимальная работоспособность системы

ΔG=-AMAX , знак минус соответствует тому, что за счёт работоспособности системы

AMAX соответствует квазистатическому очень медленному процессу. Если работа совершается, то ΔG 0 — процесс не может протекать

|ΔG| — оценка работоспособности системы

где ΔF – потенциал Гельмгольца

При стандартных условиях:

При высоких температурах фактором, определяющим направленность самопроизвольного протекания процесса, является количество вещества.

При условиях, отличных от нормальных:

где a – активная концентрация

a – молярная активность

CM и a совпадут, если раствор будет очень разбавлен.

Изменение свободной энергии в пересчёте на 1 моль вещества.

Термодинамические функции: внутренняя энергия, энтропия, энергия Гиббса

Вопрос

ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА,рассматривает взаимосвязи между работой и энергией применительно к хим. превращениям. Поскольку хим. превращение обычно сопровождается высвобождением или поглощением опр.-го количества теплоты, оно, как и другие явления природы (в том числе электрические и магнитные), сопровождающиеся тепловыми эффектами, подчиняется фундаментальным принципам (началам) термодинамики. Хим. термодинамика определяет, в первую очередь, условия (такие, как температура и давление) протекания хим. реакций и равновесных состояний, которых они достигают. Анализ тепловых явлений базируется на трех фундаментальных принципах.

Основные понятия термодинамики

Термодинамика является математической наукой, занимающейся изучением закономерностей взаимного превращения тепла и других видов энергии, происходящих в системе.

В термодинамике рассматриваются термодинамические системы — это макроскопические объекты, которые могут обмениваться энергией как друг с другом, так и с внешней средой, т.е. телами и полями, которые являются внешними по отношению к данной системе. Системы бывают открытые и закрытые. Для описания состояния термодинамической системы вводят физические величины, которые называют термодинамическими параметрами или параметрами состояния системы (V, P, T). Понятие температура имеет смысл только лишь для равновесных состояний термодинамической системы.

Основным постулатом (нулевым началом термодинамики) является утверждение о том, что предоставленная самой себе макроскопическая система всегда приходит в состояние термодинамического равновесия и остаётся в нём неопределённо долго до тех пор, пока какое-либо воздействие не выведет его из этого состояния.

Читать еще:  Воспитательский час правила поведения с домашними животными". Общение с другими домашними животными"

Равновесное состояние характеризуется:

1. постоянством значения Т во всех точках системы;

2. определённым значением термодинамических параметров.

Скалярная величина, определяющая тепловое равновесие между телами, которые обмениваются энергией по средствам теплообмена называются температурой. Температура тела характеризует кинетическую энергию теплового движения его молекул.

Термодинамические параметры разделяют на внутренние и внешние. Внешние: физические величины, характеризующие состояние системы и зависящие от полей. Внутренние: физические величины, характеризующие состояние системы, и зависящие как от внешних тел, так и от координат и скоростей частиц, образующих данную систему. Если система находится в равновесном состоянии, то параметры состояния не являются независимыми. Они связаны между собой уравнением состояния: P=f(V,T).

Равновесным называют термодинамический процесс, когда система бесконечно медленно проходит непрерывный ряд бесконечно близких термодинамических равновесных состояний.

Изопроцессами называют термодинамические процессы, происходящие в системе с постоянной массой при постоянстве какого-либо термодинамического параметра.

Функцией состояния называют физические величины, характеризующие состояние системы.

Передача энергии от одного тела к другому может осуществляться 2 способами:

1. по средствам механического воздействия;

2. по средствам теплового взаимодействия.

Количество энергии, передаваемой системой, называется работой, совершенной над системой. Количество энергии, переданной системе внешними телами, теплообменом называется количеством тепла или теплом [Дж].

Система-это тело или совокупность тел, обособл. от окр. среды, поверх.-ю раздела.

Окр. среда- та часть, мат. мира, нах.-ся за пределами выборной системы.

Гомогенная система – это однородная, однофазная система. Нет поверх.-ти раздела фаз. Реакция пртекает во всем объеме системы.

Гетерогенная система – это система, кот. состоит из нескольких фаз. Реакция протекает на поверхности раздела фаз.

Открытая система –это система, кот. обм.-ся с окр. средой и массой и Е.

Изолированная система- система не обм.-ся с окр. средой ни массой, ни Е.

Закрытая система –система кот. может обмениваться с окр. средой Е, но не может обм.-ся массой. (газ в баллоне)

Адиобатическая система- система кот. обм.-ся массой, но не обм.-ся Е.

Термодинамические параметры системы- это физ. величины кот. характреризуют состояние системы и могут быть измерены.

Состояние системы- совокупность всех физ. и хим. свойств системы. Параметры кот. связаны и характеризуют систему образуют уравнение состояния( уравнение Менделеева, Клайперона)

В термодинамике кроме параметров, состояние системы характеризуют термодинамические функции. Это переменные величины кот. не могут быть измерены и зависят от параметров состояния. К х/т функциям относятся : внутр. Е., энтальпия, энтропия, Q,A.

Законы термодинамики

1-ый закон термодинамики:δQ=dU+δA p=conts.

Правило знаков в термодинамике: 1) Q>0 — если подводят тепло;Q 0; если над ней — то А E(прод), реакция экзотермическая (Q > 0). Сели же E(исх)

Источники:

http://studopedia.ru/19_282109_vnutrennyaya-energiya-entalpiya-entropiya-potentsial-gibbsa.html
http://studfiles.net/preview/6139428/
http://megalektsii.ru/s12111t6.html

Ссылка на основную публикацию
Adblock
detector