Glavne termodinamičke funkcije koje se koriste u metalurškim proračunima su unutrašnja energija u, entalpija N, entropija S, kao i njihove najvažnije kombinacije: izobarično-izotermno G = H - TS i izohorno-izotermni F=U-TS potencijali, smanjeni potencijal F \u003d -G / T.
Prema Nernstovoj teoremi za entropija Prirodna referentna tačka je nula stepeni na Kelvinovoj skali, na kojoj je entropija kristalnih supstanci nula. Stoga, sa formalne tačke gledišta, u principu, uvijek je moguće izmjeriti ili izračunati apsolutnu vrijednost entropije i koristiti je za kvantitativne termodinamičke procjene. Odnosno, entropija ne unosi nikakve poteškoće u praksu izvođenja numeričkih termodinamičkih proračuna.
I ovdje unutrašnja energija nema prirodno porijeklo, a njegova apsolutna vrijednost jednostavno ne postoji. Isto vrijedi i za sve druge termodinamičke funkcije ili potencijale, budući da su oni linearno povezani s unutrašnjom energijom:
H = U + PV;
F = U - TS;
G = H - TS = U - TS + PV;
F= -G/T = S - H/T = S -(U+PV)/T.
Dakle, vrijednosti U, H, Ž, G I F termodinamičkog sistema, zbog nesigurnosti referentne tačke, može se uspostaviti samo do konstanti. Ova činjenica ne dovodi do fundamentalnih komplikacija, jer za rješavanje svih aplikativnih problema dovoljno da znampromijeniti količine termodinamičke funkcije pri promeni temperature, pritiska, zapremine, tokom faznih i hemijskih transformacija.
Ali da bi se mogli izvršiti pravi proračuni, bilo je potrebno usvojiti određene sporazume (standarde) o nedvosmislenom izboru određenih konstanti i uspostaviti jedinstvena pravila za izračunavanje početnih vrijednosti termodinamičkih funkcija za sve tvari koje se nalaze u prirodi. Zbog linearne zavisnosti termodinamičkih funkcija H, F, G, F iz unutrašnje energije U Ovo dosta uradite samo za jednu od ovih funkcija. To se zaista dogodilo početna tačka za vrijednosti je objedinjenaentalpija . Gotovo dodeljivanjem nulte vrednosti entalpijama određenih supstanci u određenim stanjima pod tačno određenim fizičkim uslovima, koji se zovu standardne supstance, standardni uslovi I standardna stanja.
Sljedeći je najčešći skup sporazuma o kojima se raspravlja, prema preporukama Međunarodne komisije za termodinamiku Međunarodne unije za čistu i primijenjenu hemiju (IUPAC). Ovaj skup se može nazvati termodinamički standardi, kao što je praktično utvrđeno u modernoj literaturi o hemijskoj termodinamici.
Standardni uslovi
Prema Nernstovoj teoremi, prirodna referentna tačka za entropiju, ili prirodna standardna temperatura, je nula stepeni na Kelvinovoj skali, na kojoj su entropije supstanci nula. Neke referentne knjige, objavljene uglavnom u SSSR-u, koriste 0 K kao standardnu temperaturu. Uprkos svojoj velikoj logici sa fizičke i matematičke tačke gledišta, ova temperatura se ne koristi široko kao standardna temperatura. To je zbog činjenice da je pri niskim temperaturama ovisnost toplinskog kapaciteta o temperaturi vrlo složena i za nju nije moguće koristiti dovoljno jednostavne polinomske aproksimacije.
Standardni fizički uslovi odgovaraju pritisku od 1 atm(1 fizička atmosfera = 1,01325 bara)i temperatura 298,15 K(25° WITH). Smatra se da takvi uslovi najviše odgovaraju stvarnim fizičkim uslovima u hemijskim laboratorijama u kojima se vrše termohemijska merenja.
Standardne supstance
U prirodi, sve izolovane, nezavisne supstance, koje se u termodinamici nazivaju individualnim , sastoje se od čistih elemenata iz tabele D.I. Mendeljejeva ili se dobijaju hemijskim reakcijama između njih. Zbog toga dovoljno stanje uspostavljanje referentnog okvira za termodinamičke veličine je izbor entalpija samo za hemijske elemente kao jednostavne supstance. To je prihvaćeno entalpije svih elemenata u njihovim standardnim stanjima su nula pod standardnim uslovima – temperatura i pritisak. Stoga se i hemijski elementi u termodinamici nazivaju standardne supstance.
Sve ostale supstance se smatraju jedinjenjima dobijenim hemijskim reakcijama između standardnih supstanci (hemijski elementi u standardnom stanju). Nazivaju se „ pojedinačne supstance " Polazna tačka za entalpije za hemijska jedinjenja (kao i za elemente u nestandardnim stanjima) uzima se kao entalpija reakcije njihovog formiranja iz standardnih supstanci, kao da se odvija u standardnim uslovima. Zapravo, naravno, termički efekat (entalpija) reakcije se eksperimentalno određuje u realnim uslovima, a zatim se ponovo izračunava na standardne uslove. Ova vrijednost se uzima kao standardna entalpija formiranja hemijski spoj kao pojedinačna supstanca.
U praktičnim proračunima, treba imati na umu da je u termohemiji sljedeće prihvaćeno kao standard pravilo znakova za karakterizaciju entalpije. Ako se tokom formiranja hemijskog jedinjenja zagreje izdvaja, znak je odabran " oduzeti” – toplina se gubi za sistem tokom izotermnog procesa. Ako je potrebna toplina za formiranje hemijskog spoja apsorbuje, znak je odabran " plus” – toplota se dovodi u sistem iz okoline radi održavanja izotermnosti.
Standardne države
Za takvo stanje se bira ravnotežno, tj. najstabilniji oblik postojanja (stanje agregacije, molekularni oblik) hemijski element pod standardnim uslovima.Na primer, to su elementi u čvrstom stanju - olovo, ugljenik u obliku grafita, u tečnom obliku - živa i brom, dvoatomni molekuli gasovitog azota ili hlora, jednoatomni plemeniti gasovi itd.
Standardne oznake
Za označavanje bilo koje termodinamičke osobine izračunate pri standardnom pritisku iz standardne vrijednosti i stoga se zove standardna nekretnina, koristi se desni gornji indeks 0 (nula) simbola. Da se imovina računa od izabranog standarda, označen je simbolom “” ispred algebarskog simbola termodinamičke funkcije. Temperatura kojoj odgovara vrijednost funkcije često se daje kao desni indeks. Na primjer, standardna entalpija supstance na 298,15 K označava se kao
Standardne entalpije pojedinačnih supstanci uzimaju se kao toplote njihovog nastanka hemijskim reakcijama iz standardnih supstanci u standardnom stanju. Stoga se termodinamičke funkcije ponekad označavaju pomoću indeksa f(sa engleskog formiranje- obrazovanje): 
Za razliku od entalpije, entropija se izračunava po apsolutnoj vrijednosti na bilo kojoj temperaturi. Dakle, ne postoji znak “” u oznaci entropije: 
standardna entropija supstance na 298,15 K, 
standardna entropija na temperaturi T.
Standardna svojstva supstanci u standardnim uslovima, tj. standardne termodinamičke funkcije sastavljeno u tabele termohemijskih veličina i objavljeno kao referentne knjige termohemijskih količina pojedinih supstanci.
Izobarični procesi se najčešće susreću u stvarnosti, budući da se tehnološki procesi obično odvijaju u uređajima koji komuniciraju sa atmosferom. Stoga, referentne knjige termohemijskih podataka uglavnom sadrže, kao neophodno i dovoljno informacije za izračunavanje bilo koje termodinamičke funkcije, količine 
Ako su poznate vrijednosti standardne apsolutne entropije i entalpije formiranja, kao i zavisnost toplotnog kapaciteta od temperature, tada se mogu izračunati vrijednosti ili promjene vrijednosti svih ostalih termodinamičkih funkcija.
Dugo vremena su fizičari i predstavnici drugih nauka imali način da opišu ono što su uočili tokom svojih eksperimenata. Nedostatak jedinstvenog mišljenja i prisustvo velikog broja pojmova izvučenih iz zraka doveli su do zabune i nesporazuma među kolegama. Vremenom je svaka grana fizike stekla svoje utvrđene definicije i mjerne jedinice. Tako su se pojavili termodinamički parametri koji objašnjavaju većinu makroskopskih promjena u sistemu.
Definicija
Parametri stanja, ili termodinamički parametri, su brojne fizičke veličine koje zajedno i svaka pojedinačno mogu karakterizirati promatrani sistem. To uključuje koncepte kao što su:
- temperatura i pritisak;
- koncentracija, magnetna indukcija;
- entropija;
- entalpija;
- Gibbsove i Helmholcove energije i mnoge druge.
Postoje intenzivni i ekstenzivni parametri. Ekstenzivne su one koje direktno zavise od mase termodinamičkog sistema, a intenzivne one koje su određene drugim kriterijumima. Nisu svi parametri podjednako nezavisni, stoga je za izračunavanje ravnotežnog stanja sistema potrebno odrediti nekoliko parametara odjednom.
Osim toga, među fizičarima postoje određena terminološka neslaganja. Istu fizičku karakteristiku različiti autori mogu nazvati ili procesom, ili koordinatom, ili količinom, ili parametrom, ili čak samo svojstvom. Sve zavisi u kom sadržaju ga naučnik koristi. Ali u nekim slučajevima postoje standardizovane preporuke kojih se sastavljači dokumenata, udžbenika ili naredbi moraju pridržavati.
Klasifikacija
Postoji nekoliko klasifikacija termodinamičkih parametara. Dakle, na osnovu prve tačke, već je poznato da se sve količine mogu podijeliti na:
- ekstenzivni (aditivni) - takve tvari poštuju zakon adicije, odnosno njihova vrijednost ovisi o količini sastojaka;
- intenzivne - ne zavise od toga koliko je supstance uzeto za reakciju, jer se tokom interakcije izjednačavaju.
Na osnovu uslova pod kojima se nalaze supstance koje čine sistem, količine se mogu podeliti na one koje opisuju fazne reakcije i hemijske reakcije. Osim toga, reaktanti se moraju uzeti u obzir. Oni mogu biti:
- termomehanički;
- termofizički;
- termohemijska.
Osim toga, svaki termodinamički sistem obavlja određenu funkciju, tako da parametri mogu okarakterizirati rad ili toplinu dobivenu kao rezultat reakcije, a također omogućiti da se izračuna energija potrebna za prijenos mase čestica.
Varijable stanja
Stanje bilo kojeg sistema, uključujući i termodinamički, može se odrediti kombinacijom njegovih svojstava ili karakteristika. Sve varijable koje su u potpunosti određene samo u određenom trenutku i ne zavise od toga kako je sistem tačno došao u ovo stanje nazivaju se termodinamički parametri (varijable) stanja ili funkcije stanja.
Sistem se smatra stacionarnim ako se varijabilne funkcije ne mijenjaju tokom vremena. Jedna opcija je termodinamička ravnoteža. Svaka, pa i najmanja promjena u sistemu je već proces i može sadržavati od jednog do nekoliko promjenjivih parametara termodinamičkog stanja. Slijed u kojem se stanja sistema kontinuirano pretvaraju jedno u drugo naziva se "put procesa".
Nažalost, i dalje postoji zabuna sa terminima, jer ista varijabla može biti ili nezavisna ili rezultat dodavanja nekoliko sistemskih funkcija. Stoga se pojmovi kao što su “funkcija stanja”, “parametar stanja”, “varijabla stanja” mogu smatrati sinonimima.
Temperatura
Jedan od nezavisnih parametara stanja termodinamičkog sistema je temperatura. To je veličina koja karakteriše količinu kinetičke energije po jedinici čestica u termodinamičkom sistemu u stanju ravnoteže.
Ako pristupimo definiciji pojma sa stajališta termodinamike, tada je temperatura veličina obrnuto proporcionalna promjeni entropije nakon dodavanja topline (energije) sistemu. Kada je sistem u ravnoteži, vrijednost temperature je ista za sve njegove “učesnike”. Ako postoji temperaturna razlika, tada toplije tijelo daje energiju, a hladnije ga apsorbira.
Postoje termodinamički sistemi u kojima se, kada se doda energija, nered (entropija) ne povećava, već, naprotiv, smanjuje. Osim toga, ako takav sistem stupi u interakciju s tijelom čija je temperatura viša od njegove vlastite, tada će on predati svoju kinetičku energiju ovom tijelu, a ne obrnuto (na osnovu zakona termodinamike).
Pritisak
Pritisak je veličina koja karakterizira silu koja djeluje na tijelo okomito na njegovu površinu. Da biste izračunali ovaj parametar, potrebno je cijelu količinu sile podijeliti s površinom objekta. Jedinice ove sile će biti paskali.
U slučaju termodinamičkih parametara, plin zauzima cijeli volumen koji mu je na raspolaganju, a osim toga, molekuli koji ga čine kontinuirano se haotično kreću i sudaraju jedni s drugima i sa posudom u kojoj se nalaze. Upravo ti udari uzrokuju pritisak tvari na stijenke posude ili na tijelo koje se nalazi u plinu. Sila je ravnomjerno raspoređena u svim smjerovima upravo zbog nepredvidivog kretanja molekula. Za povećanje pritiska potrebno je povećati temperaturu sistema i obrnuto.
Unutrašnja energija
Glavni termodinamički parametri koji zavise od mase sistema uključuju unutrašnju energiju. Sastoji se od kinetičke energije uzrokovane kretanjem molekula tvari, kao i potencijalne energije koja se pojavljuje kada molekule međusobno djeluju.
Ovaj parametar je nedvosmislen. Odnosno, vrijednost unutrašnje energije je konstantna svaki put kada je sistem u željenom stanju, bez obzira na to kako je ono (stanje) postignuto.
Nemoguće je promijeniti unutrašnju energiju. Sastoji se od topline koju proizvodi sistem i rada koji proizvodi. Za neke procese se uzimaju u obzir i drugi parametri, kao što su temperatura, entropija, pritisak, potencijal i broj molekula.
Entropija
Drugi zakon termodinamike kaže da se entropija ne smanjuje. Druga formulacija postulira da se energija nikada ne prenosi sa tijela na nižoj temperaturi na tijelo na višoj temperaturi. To, pak, negira mogućnost stvaranja vječnog motora, jer je nemoguće svu energiju koja je dostupna tijelu prenijeti u rad.
Sam koncept "entropije" uveden je u upotrebu sredinom 19. veka. Tada je to percipirano kao promjena količine topline u odnosu na temperaturu sistema. Ali takva je definicija prikladna samo za procese koji su stalno u stanju ravnoteže. Iz ovoga možemo izvući sljedeći zaključak: ako temperatura tijela koja čine sistem teži nuli, onda će entropija biti nula.
Entropija kao termodinamički parametar stanja gasa koristi se kao indikacija mere nereda, haotičnog kretanja čestica. Koristi se za određivanje distribucije molekula u određenom području i posudi, ili za izračunavanje elektromagnetske sile interakcije između jona neke supstance.
Entalpija
Entalpija je energija koja se može pretvoriti u toplinu (ili rad) pri konstantnom pritisku. Ovo je potencijal sistema koji je u stanju ravnoteže ako istraživač zna nivo entropije, broj molekula i pritisak.
Ako se naznači termodinamički parametar idealnog plina, umjesto entalpije koristi se formulacija “energija proširenog sistema”. Da biste lakše objasnili ovu vrijednost, možete zamisliti posudu napunjenu plinom, koji je jednoliko komprimiran klipom (na primjer, motor s unutarnjim sagorijevanjem). U ovom slučaju, entalpija će biti jednaka ne samo unutrašnjoj energiji tvari, već i radu koji se mora obaviti da se sistem dovede u traženo stanje. Promjena ovog parametra ovisi samo o početnom i konačnom stanju sistema, a put kojim će se doći do njega nije bitan.
Gibbsova energija
Termodinamički parametri i procesi su uglavnom povezani sa energetskim potencijalom supstanci koje čine sistem. Dakle, Gibbsova energija je ekvivalentna ukupnoj hemijskoj energiji sistema. Pokazuje koje će se promjene dogoditi tijekom kemijskih reakcija i hoće li tvari uopće stupati u interakciju.
Promjena količine energije i temperature sistema tokom reakcije utiče na koncepte kao što su entalpija i entropija. Razlika između ova dva parametra će se zvati Gibbsova energija ili izobarično-izotermalni potencijal.
Minimalna vrijednost ove energije se opaža ako je sistem u ravnoteži, a njegov pritisak, temperatura i količine tvari ostaju nepromijenjene.
Helmholtzova energija
Helmholtzova energija (prema drugim izvorima - jednostavno slobodna energija) predstavlja potencijalnu količinu energije koju će sistem izgubiti pri interakciji sa tijelima izvan njega.
Koncept Helmholtzove slobodne energije često se koristi za određivanje maksimalnog rada koji sistem može izvršiti, odnosno koliko će se topline osloboditi kada tvari prelaze iz jednog stanja u drugo.
Ako je sistem u stanju termodinamičke ravnoteže (tj. ne radi nikakav rad), tada je nivo slobodne energije na minimumu. To znači da se promene u drugim parametrima, kao što su temperatura, pritisak, broj čestica, takođe ne dešavaju.
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 općih obrazaca procesa praćenih oslobađanjem, apsorpcijom i transformacijom energije.
Hemijska termodinamika proučava međusobne transformacije hemijske energije i njenih drugih oblika – toplotne, svetlosne, električne itd., utvrđuje kvantitativne zakone ovih prelaza, a takođe omogućava predviđanje stabilnosti supstanci u datim uslovima i njihove sposobnosti da uđu u određene hemijske reakcije. Termohemija, koja je grana hemijske termodinamike, proučava toplotne efekte hemijskih reakcija.
Predmet termodinamičkog razmatranja naziva se termodinamički sistem ili jednostavno sistem.
Sistem je svaki prirodni objekat koji se sastoji od velikog broja molekula (strukturnih jedinica) i odvojen od drugih prirodnih objekata realnom ili imaginarnom graničnom površinom (interfejsom).
Stanje sistema je skup svojstava sistema koji nam omogućavaju da definišemo sistem sa tačke gledišta termodinamike.
Vrste termodinamičkih sistema:
I. Po prirodi razmene materije i energije sa okolinom:
Izolovani sistem ne razmenjuje ni materiju ni energiju sa okolinom (Δm = 0; ΔE = 0) - termos, Dewar boca.
Adijabatski izolovano - nemoguća je razmena toplotne energije sa spoljašnjim okruženjem, moguća je razmena materije.
2. Zatvoreni sistem - ne razmjenjuje materiju sa okolinom, ali može razmjenjivati 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. Kada su termodinamički parametri konstantni u svim tačkama sistema (volumen), termodinamičko stanje sistema naziva se ravnoteža.
II. Prema stanju agregacije:
1. Homogena - odsustvo oštrih promjena fizičkih i hemijskih svojstava tokom prelaska iz jednog područja sistema u drugo (sastoji 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). Drugi primjer homogenog sistema je jednostavna voda, ali voda sa ledom koji pluta u njoj je heterogeni sistem.
Fazni prijelaz - 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 gurnuti klip. U tom slučaju, plin će se komprimirati 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 klip pomičete 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 određenu vrednost u svakom trenutku vremena. Posljedično, stanje plina će cijelo vrijeme biti u ravnoteži, tako da će se ispostaviti da se beskonačno spor proces sastoji od niza ravnotežnih stanja. Ovaj proces se zove ravnotežni ili kvazi-statički.
Beskonačno spor proces je apstrakcija. U praksi se proces koji se odvija tako sporo može smatrati kvazistatičnim da su odstupanja vrijednosti parametara od ravnotežnih vrijednosti zanemarljiva. Kada se promijeni smjer ravnotežnog procesa (na primjer, zamjena kompresije plina ekspanzijom), sistem će proći kroz ista ravnotežna stanja kao i prilikom kretanja naprijed, ali obrnutim redoslijedom. Zbog toga se nazivaju i ravnotežni procesi reverzibilan. Proces u kojem se sistem, nakon niza promjena, vraća u prvobitno stanje naziva se kružni proces ili ciklus. Koncepti stanja ravnoteže i reverzibilnog procesa igraju važnu ulogu u termodinamici. Svi kvantitativni zaključci termodinamike primjenjivi su samo na ravnotežna stanja i reverzibilne procese.
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- V hemijska termodinamika uslovno prihvaćena stanja pojedinih supstanci i komponenti rastvora tokom procene termodinamičke veličine.
Potreba za uvođenjem “standardnih stanja” je zbog činjenice da termodinamički zakoni ne opisuju dovoljno precizno ponašanje stvarnih supstanci, kada je kvantitativna karakteristika 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 označene su nulom u superskriptu, na primjer: G0, H0, m0 su standardni Gibbsova energija, entalpija, hemijski potencijal supstance. Umjesto pritiska unutra termodinamičke jednačine Za idealnih gasova i otopine koristi se volatilnost, a umjesto koncentracije koristi se aktivnost.
Komisija za termodinamiku Međunarodna unija čiste i primijenjene hemije(IUPAC) je definisao da je standardno stanje stanje sistema, proizvoljno odabrano kao standard za poređenje. Komisija je predložila sljedeća standardna stanja tvari:
Za gasnu fazu, ovo je (pretpostavljeno) stanje hemijski čista supstanca u gasnoj fazi pod standardnim pritiskom od 100 kPa (do 1982. - 1 standardna atmosfera, 101.325 Pa, 760 mm Hg), 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, ovo je supstanca u jasno definisanom stanju agregacije pod jasno definisanim, ali proizvoljnim standardnim pritiskom.
IUPAC definicija standardnog stanja ne uključuje standardnu temperaturu, iako se standardna temperatura često naziva 25 °C (298,15 K).
7. Brzina reakcije: prosječna i istinita. Zakon masovne akcije.
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 reakcijskog čina. Red reakcije. Kinetičke jednadžbe reakcije prvog i nultog reda. Period poluraspada.
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.
Porez na maino. Boravišna pristojba. Naknada za parking prostor za vozila
Obveznici poreza su fizička i pravna lica, uključujući i nerezidente, koji su nadležni na projektima životne nepovredivosti Obveznici naplate su pravna lica, njihove filijale (filijale, predstavništva)
Poljoprivreda
Klasifikacija usjeva prema botaničkim i biološkim karakteristikama. Formiranje strukture zasijanih površina. Poljoprivredna tehnologija. Biološke i botaničke karakteristike.
Osnove nauke o vibracijama. Praktični roboti
Inicijalni vodič za zadatke za studente odsjeka za nauku o radu i specijalnosti 5.01010301 „Tehnološka svijest“. Priručnik sadrži informacije o trinaest tipičnih praktičnih operacija i omogućava vam da steknete važna i raznolika znanja o osnovnim namirnicama: hrani, snazi i metodama obrade materijala.
Materijalna odgovornost za zadiranje u imovinu i osobu
Elementi i jednaki dijelovi sistema sigurnosti preduzeća. Šef službe obezbeđenja. Način sigurnog pristupa. Ekstremna psihologija.
Nastavni rad za predmet „Osnove robota na računaru“ Na temu: Windows OS objekti. Kijev 2015
Autor: Hemijska enciklopedija N.S.ZefirovSTANDARDNO STANJE u hemijskoj termodinamici, stanje sistema izabrano kao referentno stanje prilikom procene termodinamičkih veličina. Potreba za odabirom STANDARDNOG STANJA c. zbog činjenice da se abs ne može izračunati u okviru hemijske termodinamike. vrijednosti Gibbsovih energija, hemijskih potencijala, entalpija i drugih termodinamičkih veličina za datu supstancu; izračun je moguć samo odnosi. vrijednosti ovih veličina u datom stanju u poređenju sa njihovom vrijednošću u STANDARDNOM STANJU str.
STANDARDNO STANJE c. odabrano za praktičnost proračuna; može se promijeniti kako prelazite s jednog zadatka na drugi. Vrijednosti termodinamičkih veličina u STANDARDNOM STANJU str. nazivaju se standardnim i obično se označavaju nulom na vrhu. indeks, na primjer G 0 , H 0 , m 0 - respektivno, standardna Gibbsova energija, entalpija, hemijski potencijal supstance. Za hemijsku reakciju, D G 0, D H 0, D S 0 jednaki su promenama, respektivno, G 0, H 0 i S 0 reakcionog sistema tokom prelaska iz polaznih supstanci u STANDARDNO STANJE c. na produkte reakcije u STANDARDNOM STANJU str.
STANDARDNO STANJE c. karakterišu standardni uslovi: pritisak p 0, temperatura T 0, sastav (molarni udio x 0). IUPAC Komisija za termodinamiku (1975) definirala je STANDARDNO STANJE str. za sve gasovite supstance, čista supstanca (x 0 = 1) je u stanju idealnog gasa sa pritiskom p 0 = 1 atm (1,01 10 5 Pa) na bilo kom fiksnom. temperatura. Za čvrste i tečne supstance, glavno STANDARDNO STANJE je stanje čiste (x 0 = 1) supstance pod spoljnim pritiskom p 0 = 1 atm. U definiciji STANDARDNOG STANJA str. IUPAC T 0 nije uključen, iako se često navodi da je standardna temperatura 298,15 K.
Mn. Gasovi pod pritiskom od 1 atm ne mogu se smatrati idealnim gasom. STANDARDNO STANJE c. u ovim slučajevima, ne stvarne, već neke hipotetske. stanje. Slična umjetnost. izbor STANDARDNI STANJE str. objašnjava jednostavnost proračuna termodinamičkih funkcija za idealni plin.
Za proces formiranja hemijskog jedinjenja iz jednostavnih supstanci, standardne Gibbsove energije, entalpija, entropija date su u termodinamičkim referentnim knjigama
Za određivanje ovih veličina biraju se neke jednostavne supstance za koje su, po definiciji, ispunjeni sledeći uslovi: = 0, =0, = 0. Kao STANDARDNO STANJE c. za jednostavne supstance uzima se stabilna faza i hemijsko stanje elementa na datoj temperaturi. Ovo stanje se ne poklapa uvek sa prirodnim; dakle, STANDARDNI STANJE str. jednostavna supstanca fluor na svim temperaturama je čisti idealni gas na 1 atm, koji se sastoji od F 2 molekula; u ovom slučaju, disocijacija F 2 na atome se ne uzima u obzir. STANDARDNO STANJE c. mogu se razlikovati u različitim temperaturnim rasponima. Za Na, na primjer, u rasponu od 0 do T pl (370,86 K) STANDARDNO STANJE str. jednostavna supstanca - čisti metal. Na na 1 atm; u opsegu od T pl do T bp (1156,15 K) - čisti tečni Na na 1 atm; iznad 1156,15 K je idealan gas na 1 atm, koji se sastoji isključivo od atoma Na. Dakle, standardna entalpija formiranja čvrstog NaF ispod 370,86 K odgovara promjeni entalpije u reakciji Na (s) + 1 / 2 F 2 = NaF (s), au rasponu 370,86-1156,15 K odgovara promjeni entalpija u reakciji Na (tečnost) + 1 / 2 F 2 = NaF (TB).
STANDARDNO STANJE c. jon u vodeni rastvor se uvodi kako bi se omogućilo da se eksperimentalno određena entalpija rastvaranja D aq H 0 (H 2 O) preračuna u entalpiju formiranja hemijskog jedinjenja. Dakle, ako je poznata standardna entalpija rastvaranja KCl u vodi, a D H 0 arr [K +, rastvor] i [Cl -, rastvor] - respektivno, entalpija formiranja K+ i Cl jona u STANDARDNOM STANJE c . u vodenom rastvoru, tada se standardna entalpija formiranja KCl može izračunati jednadžbom: [KCl, tv] = = - D aq H 0 (H 2 0) + [K +, rastvor] + [Cl -, rastvor ].
Kao STANDARDNI USLOVI str. jona u vodenom rastvoru, prema preporukama IUPAC-a, stanje ovog jona se pretpostavlja hipotetičkim. jednomolalan vodeni rastvor u kojem je entalpija dotičnog jona jednaka njegovoj entalpiji u beskonačno razblaženom rastvoru. Osim toga, pretpostavlja se da je entalpija formiranja H + jona u STANDARDNOM STANJE c., tj. [H + , rješenje, H 2 O] je nula. Kao rezultat, postaje moguće dobiti relativne standardne entalpije formiranja drugih iona u otopini na temelju najpouzdanijih (ključnih) vrijednosti entalpija formiranja kemijskih spojeva. Zauzvrat, dobivene vrijednosti entalpije formiranja iona u otopini služe za određivanje nepoznatih entalpija formiranja kemijskog spoja u slučajevima kada se mjere standardne entalpije rastvaranja.
STANDARDNO STANJE c. komponente dvokomponentnih i višekomponentnih sistema uvodi se kao referentno stanje pri izračunavanju termodinamičkih aktivnosti, Gibbsovih energija, entalpija, entropije miješanja (zadnje tri vrijednosti u STANDARDNOM STANJE s. jednake su nuli). Moguć je takozvani simetrični izbor STANDARDNO STANJE s., u kojem kao STANDARDNO STANJE s. komponenta koristi svoje osnovne STANDARDNE USLOVE s., kako je određeno prema IUPAC-u. Ako je višekomponentni sistem tečan, onda kao STANDARDNO STANJE c. komponente, uzima se njihovo tečno stanje. Alternativa je antisimetrični izbor STANDARDNOG STANJA s., pri čemu se otapalo zadržava STANDARDNO STANJE s., odabrano prema preporukama IUPAC-a, a za rastvor A kao STANDARDNO STANJE s. bira se njegovo stanje u otopini jedinične koncentracije, koje ima svojstva beskonačno razrijeđenog rastvora. Izaberite STANDARDNI STANJE str. u ovom slučaju to je povezano sa određenom koncentracijom. skala (molarna frakcija, molarnost, molalnost). Antisimetrična selekcija STANDARDNI STANJE str. korisno u slučajevima kada otopljena tvar ne postoji u fazi u svom čistom obliku (na primjer, HCl ne postoji kao tekućina na sobnoj temperaturi).
Koncept STANDARDNOG STANJA str. uveo G. Lewis na početku. 20ti vijek
Literatura: Lewis J., Randall M., Chemical Thermodynamics, trans. sa engleskog, M., 1936; Belousov V.P., Panov M.Yu., Termodinamika vodenih rastvora neelektrolita, L., 1983: Voronin G.F., Osnove termodinamike, M., 1987, str. 91, 98, 100. M.V. Korobov.
Hemijska enciklopedija. Sveska 4 >>
Konvencionalno prihvaćena stanja pojedinih supstanci i komponenti rastvora pri ocjenjivanju termodinamičkih veličina.
Potreba za uvođenjem “standardnih stanja” je zbog činjenice da termodinamički zakoni ne opisuju dovoljno precizno ponašanje stvarnih supstanci kada pritisak ili koncentracija služe kao kvantitativna karakteristika. 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 označene su nulom u superskriptu, na primjer: G 0, H 0, m 0 su, redom, standardna Gibbsova energija, entalpija i hemijski potencijal supstance. Umjesto tlaka, u termodinamičkim jednačinama za idealne plinove i otopine koristi se fugacitet (isparljivost), a umjesto koncentracije koristi se aktivnost.
IUPAC standardne države
Komisija za termodinamiku Međunarodne unije za čistu i primijenjenu hemiju (IUPAC) utvrdila je da je standardno stanje stanje sistema, proizvoljno odabrano kao standard za poređenje. Komisija je predložila sljedeća standardna stanja tvari:
- Za gasnu fazu, to je (pretpostavljeno) stanje hemijski čiste supstance u gasnoj fazi pod standardnim pritiskom od 100 kPa (do 1982. - 1 standardna atmosfera, 101.325 Pa, 760 mmHg), što implicira prisustvo idealnih svojstava gasa .
- Za čistu fazu, smjesu ili rastvarač u tekućem ili čvrstom agregatnom stanju, ovo je stanje kemijski čiste tvari u tečnoj ili čvrstoj fazi pod standardnim pritiskom.
- Za otopinu, ovo je (pretpostavljeno) stanje otopljene tvari sa standardnim molalitetom od 1 mol/kg, pod standardnim pritiskom ili standardnom koncentracijom, pod pretpostavkom da je otopina beskonačno razrijeđena.
- Za hemijski čistu supstancu, ovo je supstanca u jasno definisanom stanju agregacije pod jasno definisanim, ali proizvoljnim standardnim pritiskom.
IUPAC definicija standardnog stanja ne uključuje standardnu temperaturu, iako se standardna temperatura često naziva 25 °C (298,15 K).
