Θερμοδυναμικά πρότυπα. Στοιχεία χημικής θερμοδυναμικής και κινητικής Τυπική κατάσταση της ύλης

Οι κύριες θερμοδυναμικές συναρτήσεις που χρησιμοποιούνται στους μεταλλουργικούς υπολογισμούς είναι η εσωτερική ενέργεια U,ενθαλπία Ν, εντροπία μικρό, καθώς και οι πιο σημαντικοί συνδυασμοί τους: ισοβαρικός-ισόθερμος G = H - TSκαι ισοχορικό-ισόθερμο F = U - TSδυναμικό, μειωμένο δυναμικό Ф = -G/T.

Σύμφωνα με το θεώρημα του Nernst για εντροπίαΤο φυσικό σημείο αναφοράς είναι μηδέν βαθμοί στην κλίμακα Kelvin, στην οποία η εντροπία των κρυσταλλικών ουσιών είναι μηδέν. Επομένως, από τυπική άποψη, καταρχήν, είναι πάντα δυνατό να μετρηθεί ή να υπολογιστεί η απόλυτη τιμή της εντροπίας και να χρησιμοποιηθεί για ποσοτικές θερμοδυναμικές εκτιμήσεις. Δηλαδή, η εντροπία δεν δημιουργεί δυσκολίες στην πρακτική εκτέλεσης αριθμητικών θερμοδυναμικών υπολογισμών.

Και εδώ εσωτερική ενέργειαδεν έχει φυσική προέλευση και η απόλυτη αξία του απλά δεν υπάρχει. Το ίδιο ισχύει για όλες τις άλλες θερμοδυναμικές συναρτήσεις ή δυναμικά, καθώς σχετίζονται γραμμικά με την εσωτερική ενέργεια:

H = U + PV;

F = U - TS;

G = H - TS = U - TS + PV;

φά= -G/T = S - H/T = S -(U+PV)/Τ.

Επομένως, οι αξίες U, H, F, GΚαι φάενός θερμοδυναμικού συστήματος, λόγω της αβεβαιότητας του σημείου αναφοράς, μπορεί να καθοριστεί μόνο μέχρι σταθερές. Το γεγονός αυτό δεν οδηγεί σε θεμελιώδεις επιπλοκές, γιατί για την επίλυση όλων των προβλημάτων εφαρμογής αρκετά να ξέρειςαλλαγή ποσότητεςΘερμοδυναμικές λειτουργίες κατά την αλλαγή θερμοκρασίας, πίεσης, όγκου, κατά τη διάρκεια των μετασχηματισμών φάσης και χημικών.

Αλλά για να μπορέσουμε να πραγματοποιήσουμε πραγματικούς υπολογισμούς, ήταν απαραίτητο να υιοθετήσουμε ορισμένες συμφωνίες (πρότυπα) σχετικά με την αδιαμφισβήτητη επιλογή ορισμένων σταθερών και να καθορίσουμε ενιαίους κανόνες για τον υπολογισμό των αρχικών τιμών των θερμοδυναμικών συναρτήσεων για όλες τις ουσίες που βρίσκονται στη φύση. Λόγω της γραμμικής εξάρτησης των θερμοδυναμικών συναρτήσεων H, φά, σολ, φάαπό την εσωτερική ενέργεια U Αυτό αρκετάκάντε για μία μόνο από αυτές τις λειτουργίες. Πραγματικά συνέβη το σημείο εκκίνησης για τις αξίες έχει ενοποιηθείενθαλπία . Το έκανα με την απόδοση μηδενικής τιμής στις ενθαλπίες ορισμένων ουσιών σε ορισμένες καταστάσεις υπό επακριβώς καθορισμένες φυσικές συνθήκες,που ονομάζονται τυποποιημένες ουσίες, τυπικές συνθήκεςΚαι τυπικές καταστάσεις.

Το παρακάτω είναι το πιο κοινό σύνολο συμφωνιών που συζητήθηκαν, όπως προτείνεται από τη Διεθνή Επιτροπή Θερμοδυναμικής της Διεθνούς Ένωσης Καθαρής και Εφαρμοσμένης Χημείας (IUPAC). Αυτό το σύνολο μπορεί να κληθεί θερμοδυναμικά πρότυπα, όπως πρακτικά καθιερώνεται στη σύγχρονη βιβλιογραφία για τη χημική θερμοδυναμική.

Τυπικοί όροι

Σύμφωνα με το θεώρημα του Nernst, το φυσικό σημείο αναφοράς για την εντροπία, ή η φυσική τυπική θερμοκρασία, είναι μηδέν βαθμοί στην κλίμακα Kelvin, στην οποία οι εντροπίες των ουσιών είναι μηδέν. Ορισμένα βιβλία αναφοράς, που εκδόθηκαν κυρίως στην ΕΣΣΔ, χρησιμοποιούν ως τυπική θερμοκρασία 0 Κ. Παρά τη μεγάλη λογική της από φυσική και μαθηματική άποψη, αυτή η θερμοκρασία δεν χρησιμοποιείται ευρέως ως τυπική θερμοκρασία. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι σε χαμηλές θερμοκρασίες η εξάρτηση της θερμοχωρητικότητας από τη θερμοκρασία είναι πολύ περίπλοκη και δεν είναι δυνατό να χρησιμοποιηθούν επαρκώς απλές πολυωνυμικές προσεγγίσεις για αυτήν.

Οι τυπικές φυσικές συνθήκες αντιστοιχούν σε πίεση 1 atm(1 φυσική ατμόσφαιρα = 1,01325 bar)και θερμοκρασία 298,15 Κ(25° ΜΕ). Πιστεύεται ότι τέτοιες συνθήκες αντιστοιχούν περισσότερο στις πραγματικές φυσικές συνθήκες στα χημικά εργαστήρια στα οποία πραγματοποιούνται θερμοχημικές μετρήσεις.

Πρότυπες ουσίες

Στη φύση, όλες οι απομονωμένες, ανεξάρτητες ουσίες, που ονομάζονται ατομικές στη θερμοδυναμική , αποτελούνται από καθαρά στοιχεία του πίνακα του D.I. Mendeleev ή προέρχονται από χημικές αντιδράσεις μεταξύ τους. Να γιατί επαρκής κατάστασηη δημιουργία ενός πλαισίου αναφοράς για τις θερμοδυναμικές ποσότητες είναι η επιλογή των ενθαλπιών μόνο για τα χημικά στοιχεία ως απλές ουσίες. Είναι αποδεκτό ότι οι ενθαλπίες όλων των στοιχείων στις τυπικές τους καταστάσεις είναι μηδενικές υπό τυπικές συνθήκες – θερμοκρασία και πίεση. Ως εκ τούτου, τα χημικά στοιχεία στη θερμοδυναμική ονομάζονται επίσης πρότυπες ουσίες.

Όλες οι άλλες ουσίες θεωρούνται ως ενώσεις που λαμβάνονται με χημικές αντιδράσεις μεταξύ τυπικών ουσιών (χημικά στοιχεία σε τυπική κατάσταση). μεμονωμένες ουσίες " Το σημείο εκκίνησης για τις ενθαλπίες για χημικές ενώσεις (καθώς και για στοιχεία σε μη τυποποιημένες καταστάσεις) θεωρείται η ενθαλπία της αντίδρασης σχηματισμού τους από πρότυπες ουσίες, σαν να πραγματοποιείται υπό τυπικές συνθήκες. το θερμικό αποτέλεσμα (ενθαλπία) της αντίδρασης προσδιορίζεται πειραματικά υπό πραγματικές συνθήκες και στη συνέχεια υπολογίζεται εκ νέου σε τυπικές συνθήκες. Αυτή η τιμή λαμβάνεται ως τυπική ενθαλπία σχηματισμού χημική ένωση ως μεμονωμένη ουσία.

Σε πρακτικούς υπολογισμούς, θα πρέπει να θυμόμαστε ότι στη θερμοχημεία τα ακόλουθα γίνονται δεκτά ως πρότυπο κανόνας σημείων να χαρακτηρίζει την ενθαλπία. Εάν κατά το σχηματισμό μιας χημικής ένωσης θερμανθεί ξεχωρίζει, το σύμβολο είναι επιλεγμένο " μείον” – χάνεται θερμότητα για το σύστημα κατά τη διάρκεια μιας ισοθερμικής διαδικασίας. Εάν χρειάζεται θερμότητα για να σχηματιστεί μια χημική ένωση απορροφάται, το σύμβολο είναι επιλεγμένο " συν” – Η θερμότητα παρέχεται στο σύστημα από το περιβάλλον για τη διατήρηση της ισοθερμικότητας.

Πρότυπες καταστάσεις

Για μια τέτοια κατάσταση επιλέγεται η ισορροπία, δηλ. πιο σταθερόμορφή ύπαρξης (κατάσταση συσσωμάτωσης, μοριακή μορφή) χημικό στοιχείο υπό τυπικές συνθήκες. Για παράδειγμα, αυτά είναι στοιχεία σε στερεά κατάσταση - μόλυβδος,  άνθρακα με τη μορφή γραφίτη, σε υγρή μορφή - υδράργυρο και βρώμιο, διατομικά μόρια αέριου αζώτου ή χλωρίου, μονοατομικά ευγενή αέρια κ.λπ.

Τυπικές ονομασίες

Για να δηλώσετε οποιαδήποτε θερμοδυναμική ιδιότητα που υπολογίζεται σε μια τυπική πίεση από μια τυπική τιμή και επομένως καλείται τυπική ιδιοκτησία, χρησιμοποιείται ο επάνω δεξιός δείκτης 0 (μηδέν) του συμβόλου. Ότι το ακίνητο είναι προσμετρημένο από το επιλεγμένο πρότυπο, υποδεικνύεται με το σύμβολο «» μπροστά από το αλγεβρικό σύμβολο της θερμοδυναμικής συνάρτησης. Η θερμοκρασία στην οποία αντιστοιχεί η τιμή της συνάρτησης δίνεται συχνά ως σωστός δείκτης. Για παράδειγμα, τυπική ενθαλπίαουσίες σε 298,15 K ορίζεται ως

Οι τυπικές ενθαλπίες μεμονωμένων ουσιών θεωρούνται οι θερμότητες του σχηματισμού τους από χημικές αντιδράσεις από πρότυπες ουσίες σε τυπική κατάσταση. Επομένως, μερικές φορές οι θερμοδυναμικές συναρτήσεις υποδηλώνονται χρησιμοποιώντας τον δείκτη φά(από τα Αγγλικά σχηματισμός- εκπαίδευση):

Σε αντίθεση με την ενθαλπία, η εντροπία υπολογίζεται από την απόλυτη τιμή της σε οποιαδήποτε θερμοκρασία. Επομένως, δεν υπάρχει σύμβολο "" στον προσδιορισμό της εντροπίας:
τυπική εντροπίαουσίες σε 298,15 K, Τυπική εντροπία σε θερμοκρασία Τ.

Τυπικές ιδιότητες ουσιών υπό τυπικές συνθήκες, π.χ. τυπικές θερμοδυναμικές συναρτήσειςσυντάσσονται σε πίνακες θερμοχημικών ποσοτήτων και δημοσιεύονται ως βιβλία αναφοράς θερμοχημικών ποσοτήτων μεμονωμένων ουσιών.

Οι ισοβαρικές διεργασίες συναντώνται συχνότερα στην πραγματικότητα, καθώς οι τεχνολογικές διεργασίες τείνουν να πραγματοποιούνται σε συσκευές που επικοινωνούν με την ατμόσφαιρα. Επομένως, τα βιβλία αναφοράς θερμοχημικών δεδομένων περιέχουν ως επί το πλείστον πώς αναγκαία και επαρκήπληροφορίες για τον υπολογισμό οποιασδήποτε θερμοδυναμικής συνάρτησης, ποσότητας

Εάν είναι γνωστές οι τιμές της τυπικής απόλυτης εντροπίας και ενθαλπίας σχηματισμού, καθώς και εξάρτηση της θερμοχωρητικότητας από τη θερμοκρασία, τότε μπορούν να υπολογιστούν οι τιμές ή οι αλλαγές στις τιμές όλων των άλλων θερμοδυναμικών συναρτήσεων.

Για πολύ καιρό, φυσικοί και εκπρόσωποι άλλων επιστημών είχαν τον τρόπο να περιγράφουν τι παρατηρούσαν κατά τη διάρκεια των πειραμάτων τους. Η απουσία κοινής γνώμης και η παρουσία μεγάλου αριθμού όρων που έβγαλαν από τον αέρα οδήγησαν σε σύγχυση και παρεξηγήσεις μεταξύ των συναδέλφων. Με τον καιρό, κάθε κλάδος της φυσικής απέκτησε τους δικούς του καθιερωμένους ορισμούς και μονάδες μέτρησης. Έτσι προέκυψαν οι θερμοδυναμικές παράμετροι που εξηγούν τις περισσότερες μακροσκοπικές αλλαγές στο σύστημα.

Ορισμός

Οι παράμετροι κατάστασης, ή θερμοδυναμικές παράμετροι, είναι ένας αριθμός φυσικών μεγεθών που, μαζί και το καθένα ξεχωριστά, μπορούν να χαρακτηρίσουν το παρατηρούμενο σύστημα. Αυτά περιλαμβάνουν έννοιες όπως:

• θερμοκρασία και πίεση?
• συγκέντρωση, μαγνητική επαγωγή.
• εντροπία?
• ενθαλπία?
• Ενέργειες Gibbs και Helmholtz και πολλές άλλες.

Υπάρχουν εντατικές και εκτεταμένες παράμετροι. Εκτεταμένα είναι αυτά που εξαρτώνται άμεσα από τη μάζα του θερμοδυναμικού συστήματος και εντατικά είναι αυτά που καθορίζονται με άλλα κριτήρια. Δεν είναι όλες οι παράμετροι εξίσου ανεξάρτητες, επομένως, για να υπολογιστεί η κατάσταση ισορροπίας του συστήματος, είναι απαραίτητο να προσδιοριστούν πολλές παράμετροι ταυτόχρονα.

Επιπλέον, υπάρχουν ορισμένες ορολογικές διαφωνίες μεταξύ των φυσικών. Το ίδιο φυσικό χαρακτηριστικό μπορεί να ονομαστεί από διαφορετικούς συντάκτες είτε μια διεργασία, είτε μια συντεταγμένη, είτε μια ποσότητα, ή μια παράμετρος, ή ακόμα και μια ιδιότητα. Όλα εξαρτώνται από το περιεχόμενο στο οποίο το χρησιμοποιεί ο επιστήμονας. Ωστόσο, σε ορισμένες περιπτώσεις, υπάρχουν τυποποιημένες συστάσεις τις οποίες πρέπει να τηρούν οι συντάκτες εγγράφων, εγχειριδίων ή παραγγελιών.

Ταξινόμηση

Υπάρχουν διάφορες ταξινομήσεις θερμοδυναμικών παραμέτρων. Έτσι, με βάση το πρώτο σημείο, είναι ήδη γνωστό ότι όλες οι ποσότητες μπορούν να χωριστούν σε:

• εκτεταμένο (πρόσθετο) - τέτοιες ουσίες υπακούουν στο νόμο της προσθήκης, δηλαδή, η αξία τους εξαρτάται από την ποσότητα των συστατικών.
• έντονες - δεν εξαρτώνται από την ποσότητα της ουσίας που ελήφθη για την αντίδραση, καθώς ισοπεδώνονται κατά την αλληλεπίδραση.

Με βάση τις συνθήκες κάτω από τις οποίες βρίσκονται οι ουσίες που απαρτίζουν το σύστημα, οι ποσότητες μπορούν να χωριστούν σε αυτές που περιγράφουν τις αντιδράσεις φάσης και τις χημικές αντιδράσεις. Επιπλέον, πρέπει να λαμβάνονται υπόψη τα αντιδρώντα. Μπορεί να είναι:

• Θερμομηχανική?
• Θερμοφυσική?
• θερμοχημική.

Επιπλέον, οποιοδήποτε θερμοδυναμικό σύστημα εκτελεί μια συγκεκριμένη λειτουργία, επομένως οι παράμετροι μπορούν να χαρακτηρίσουν το έργο ή τη θερμότητα που λαμβάνεται ως αποτέλεσμα μιας αντίδρασης και επίσης να επιτρέψουν σε κάποιον να υπολογίσει την ενέργεια που απαιτείται για τη μεταφορά της μάζας των σωματιδίων.

Μεταβλητές κατάστασης

Η κατάσταση οποιουδήποτε συστήματος, συμπεριλαμβανομένου ενός θερμοδυναμικού, μπορεί να προσδιοριστεί από έναν συνδυασμό των ιδιοτήτων ή των χαρακτηριστικών του. Όλες οι μεταβλητές που καθορίζονται πλήρως μόνο σε μια συγκεκριμένη χρονική στιγμή και δεν εξαρτώνται από το πώς ακριβώς έφτασε το σύστημα σε αυτήν την κατάσταση ονομάζονται θερμοδυναμικές παράμετροι (μεταβλητές) της κατάστασης ή συναρτήσεις της κατάστασης.

Ένα σύστημα θεωρείται ακίνητο εάν οι μεταβλητές συναρτήσεις δεν αλλάζουν με την πάροδο του χρόνου. Μια επιλογή είναι η θερμοδυναμική ισορροπία. Οποιαδήποτε, ακόμη και η μικρότερη αλλαγή στο σύστημα είναι ήδη μια διαδικασία και μπορεί να περιέχει από μία έως πολλές μεταβλητές παραμέτρους θερμοδυναμικής κατάστασης. Η ακολουθία στην οποία οι καταστάσεις ενός συστήματος μετασχηματίζονται συνεχώς η μία στην άλλη ονομάζεται «μονοπάτι διαδικασίας».

Δυστυχώς, εξακολουθεί να υπάρχει σύγχυση με τους όρους, καθώς η ίδια μεταβλητή μπορεί να είναι είτε ανεξάρτητη είτε αποτέλεσμα της προσθήκης πολλών λειτουργιών του συστήματος. Επομένως, όροι όπως «συνάρτηση κατάστασης», «παράμετρος κατάστασης», «μεταβλητή κατάστασης» μπορούν να θεωρηθούν ως συνώνυμοι.

Θερμοκρασία

Μία από τις ανεξάρτητες παραμέτρους της κατάστασης ενός θερμοδυναμικού συστήματος είναι η θερμοκρασία. Είναι μια ποσότητα που χαρακτηρίζει την ποσότητα της κινητικής ενέργειας ανά μονάδα σωματιδίων σε ένα θερμοδυναμικό σύστημα σε κατάσταση ισορροπίας.

Αν προσεγγίσουμε τον ορισμό της έννοιας από τη σκοπιά της θερμοδυναμικής, τότε η θερμοκρασία είναι μια ποσότητα αντιστρόφως ανάλογη με τη μεταβολή της εντροπίας μετά την προσθήκη θερμότητας (ενέργειας) στο σύστημα. Όταν το σύστημα βρίσκεται σε ισορροπία, η τιμή θερμοκρασίας είναι η ίδια για όλους τους «συμμετέχοντες» του. Εάν υπάρχει διαφορά θερμοκρασίας, τότε η ενέργεια εκπέμπεται από το θερμότερο σώμα και απορροφάται από το ψυχρότερο.

Υπάρχουν θερμοδυναμικά συστήματα στα οποία, όταν προστίθεται ενέργεια, η διαταραχή (εντροπία) δεν αυξάνεται, αλλά, αντίθετα, μειώνεται. Επιπλέον, εάν ένα τέτοιο σύστημα αλληλεπιδράσει με ένα σώμα του οποίου η θερμοκρασία είναι υψηλότερη από τη δική του, τότε θα δώσει την κινητική του ενέργεια σε αυτό το σώμα και όχι το αντίστροφο (με βάση τους νόμους της θερμοδυναμικής).

Πίεση

Η πίεση είναι ένα μέγεθος που χαρακτηρίζει τη δύναμη που ασκείται σε ένα σώμα κάθετο στην επιφάνειά του. Για να υπολογιστεί αυτή η παράμετρος, είναι απαραίτητο να διαιρέσετε ολόκληρη την ποσότητα δύναμης με την περιοχή του αντικειμένου. Οι μονάδες αυτής της δύναμης θα είναι πασκάλ.

Στην περίπτωση των θερμοδυναμικών παραμέτρων, το αέριο καταλαμβάνει ολόκληρο τον διαθέσιμο όγκο και, επιπλέον, τα μόρια που το αποτελούν κινούνται συνεχώς χαοτικά και συγκρούονται μεταξύ τους και με το δοχείο στο οποίο βρίσκονται. Είναι αυτές οι κρούσεις που προκαλούν την πίεση της ουσίας στα τοιχώματα του δοχείου ή στο σώμα που τοποθετείται στο αέριο. Η δύναμη κατανέμεται εξίσου προς όλες τις κατευθύνσεις ακριβώς λόγω της απρόβλεπτης κίνησης των μορίων. Για να αυξήσετε την πίεση, είναι απαραίτητο να αυξήσετε τη θερμοκρασία του συστήματος και αντίστροφα.

Εσωτερική ενέργεια

Οι κύριες θερμοδυναμικές παράμετροι που εξαρτώνται από τη μάζα του συστήματος περιλαμβάνουν την εσωτερική ενέργεια. Αποτελείται από κινητική ενέργεια που προκαλείται από την κίνηση των μορίων μιας ουσίας, καθώς και από δυναμική ενέργεια που εμφανίζεται όταν τα μόρια αλληλεπιδρούν μεταξύ τους.

Αυτή η παράμετρος είναι σαφής. Δηλαδή, η τιμή της εσωτερικής ενέργειας είναι σταθερή κάθε φορά που το σύστημα βρίσκεται στην επιθυμητή κατάσταση, ανεξάρτητα από το πώς αυτή (η κατάσταση) επιτεύχθηκε.

Είναι αδύνατο να αλλάξει η εσωτερική ενέργεια. Αποτελείται από τη θερμότητα που παράγεται από το σύστημα και το έργο που παράγει. Για ορισμένες διεργασίες λαμβάνονται επίσης υπόψη και άλλες παράμετροι, όπως η θερμοκρασία, η εντροπία, η πίεση, το δυναμικό και ο αριθμός των μορίων.

Εντροπία

Ο δεύτερος νόμος της θερμοδυναμικής λέει ότι η εντροπία δεν μειώνεται. Μια άλλη διατύπωση υποστηρίζει ότι η ενέργεια δεν μεταφέρεται ποτέ από ένα σώμα σε χαμηλότερη θερμοκρασία σε ένα σώμα σε υψηλότερη θερμοκρασία. Αυτό, με τη σειρά του, αρνείται τη δυνατότητα δημιουργίας μιας μηχανής αέναης κίνησης, καθώς είναι αδύνατο να μεταφερθεί όλη η διαθέσιμη ενέργεια στο σώμα στην εργασία.

Η ίδια η έννοια της «εντροπίας» εισήχθη σε χρήση στα μέσα του 19ου αιώνα. Στη συνέχεια έγινε αντιληπτή ως αλλαγή της ποσότητας θερμότητας στη θερμοκρασία του συστήματος. Αλλά ένας τέτοιος ορισμός είναι κατάλληλος μόνο για διαδικασίες που βρίσκονται συνεχώς σε κατάσταση ισορροπίας. Από αυτό μπορούμε να βγάλουμε το εξής συμπέρασμα: αν η θερμοκρασία των σωμάτων που αποτελούν το σύστημα τείνει στο μηδέν, τότε η εντροπία θα είναι μηδέν.

Η εντροπία ως θερμοδυναμική παράμετρος της κατάστασης ενός αερίου χρησιμοποιείται ως ένδειξη του μέτρου της αταξίας, της χαοτικής κίνησης των σωματιδίων. Χρησιμοποιείται για τον προσδιορισμό της κατανομής των μορίων σε μια συγκεκριμένη περιοχή και δοχείο ή για τον υπολογισμό της ηλεκτρομαγνητικής δύναμης αλληλεπίδρασης μεταξύ ιόντων μιας ουσίας.

Ενθαλπία

Η ενθαλπία είναι ενέργεια που μπορεί να μετατραπεί σε θερμότητα (ή έργο) υπό σταθερή πίεση. Αυτό είναι το δυναμικό ενός συστήματος που βρίσκεται σε κατάσταση ισορροπίας εάν ο ερευνητής γνωρίζει το επίπεδο της εντροπίας, τον αριθμό των μορίων και την πίεση.

Εάν υποδεικνύεται η θερμοδυναμική παράμετρος ενός ιδανικού αερίου, χρησιμοποιείται η διατύπωση «ενέργεια του διευρυμένου συστήματος» αντί της ενθαλπίας. Για να διευκολυνθεί η εξήγηση αυτής της τιμής, μπορείτε να φανταστείτε ένα δοχείο γεμάτο με αέριο, το οποίο συμπιέζεται ομοιόμορφα από ένα έμβολο (για παράδειγμα, μια μηχανή εσωτερικής καύσης). Σε αυτή την περίπτωση, η ενθαλπία θα είναι ίση όχι μόνο με την εσωτερική ενέργεια της ουσίας, αλλά και με το έργο που πρέπει να γίνει για να φέρει το σύστημα στην απαιτούμενη κατάσταση. Η αλλαγή αυτής της παραμέτρου εξαρτάται μόνο από την αρχική και την τελική κατάσταση του συστήματος και η διαδρομή με την οποία θα ληφθεί δεν έχει σημασία.

Ενέργεια Gibbs

Οι θερμοδυναμικές παράμετροι και διεργασίες, ως επί το πλείστον, συνδέονται με το ενεργειακό δυναμικό των ουσιών που απαρτίζουν το σύστημα. Έτσι, η ενέργεια Gibbs είναι ισοδύναμη με τη συνολική χημική ενέργεια του συστήματος. Δείχνει ποιες αλλαγές θα συμβούν κατά τη διάρκεια χημικών αντιδράσεων και εάν οι ουσίες θα αλληλεπιδράσουν καθόλου.

Η αλλαγή της ποσότητας ενέργειας και θερμοκρασίας ενός συστήματος κατά τη διάρκεια μιας αντίδρασης επηρεάζει έννοιες όπως η ενθαλπία και η εντροπία. Η διαφορά μεταξύ αυτών των δύο παραμέτρων θα ονομάζεται ενέργεια Gibbs ή ισοβαρικό-ισόθερμο δυναμικό.

Η ελάχιστη τιμή αυτής της ενέργειας παρατηρείται εάν το σύστημα βρίσκεται σε ισορροπία και η πίεση, η θερμοκρασία και οι ποσότητες της ουσίας παραμένουν αμετάβλητες.

Ενέργεια Helmholtz

Η ενέργεια Helmholtz (σύμφωνα με άλλες πηγές - απλά ελεύθερη ενέργεια) αντιπροσωπεύει τη δυνητική ποσότητα ενέργειας που θα χαθεί από ένα σύστημα όταν αλληλεπιδρά με σώματα έξω από αυτό.

Η έννοια της ελεύθερης ενέργειας Helmholtz χρησιμοποιείται συχνά για να προσδιοριστεί το μέγιστο έργο που μπορεί να εκτελέσει ένα σύστημα, δηλαδή πόση θερμότητα θα απελευθερωθεί όταν οι ουσίες μεταβούν από τη μια κατάσταση στην άλλη.

Εάν το σύστημα βρίσκεται σε κατάσταση θερμοδυναμικής ισορροπίας (δηλαδή δεν κάνει καμία εργασία), τότε το επίπεδο της ελεύθερης ενέργειας είναι στο ελάχιστο. Αυτό σημαίνει ότι αλλαγές σε άλλες παραμέτρους, όπως η θερμοκρασία, η πίεση και ο αριθμός των σωματιδίων, επίσης δεν συμβαίνουν.

ΣΤΟΙΧΕΙΑ ΧΗΜΙΚΗΣ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗΣ ΚΑΙ ΚΙΝΗΤΙΚΗΣ

Θερμοδυναμικά συστήματα: ορισμός, ταξινόμηση συστημάτων (απομονωμένων, κλειστών, ανοιχτών) και διεργασιών (ισόθερμα, ισοβαρικά, ισοχωρικά). Τυπική κατάσταση.

Θερμοδυναμική -είναι επιστήμημελέτη των γενικών προτύπων διεργασιών που συνοδεύονται από την απελευθέρωση, την απορρόφηση και τον μετασχηματισμό ενέργειας.

Χημική θερμοδυναμικήμελετά τους αμοιβαίους μετασχηματισμούς της χημικής ενέργειας και των άλλων μορφών της - θερμική, ελαφριά, ηλεκτρική κ.λπ., καθορίζει τους ποσοτικούς νόμους αυτών των μεταβάσεων και καθιστά επίσης δυνατή την πρόβλεψη της σταθερότητας των ουσιών υπό δεδομένες συνθήκες και την ικανότητά τους να εισέρχονται σε ορισμένες χημικές αντιδράσεις. Η θερμοχημεία, η οποία είναι κλάδος της χημικής θερμοδυναμικής, μελετά τις θερμικές επιδράσεις των χημικών αντιδράσεων.

Το αντικείμενο της θερμοδυναμικής θεώρησης ονομάζεται θερμοδυναμικό σύστημα ή απλά σύστημα.

Σύστημα είναι κάθε φυσικό αντικείμενο που αποτελείται από μεγάλο αριθμό μορίων (δομικές μονάδες) και χωρίζεται από άλλα φυσικά αντικείμενα από μια πραγματική ή φανταστική οριακή επιφάνεια (διεπαφή).

Η κατάσταση ενός συστήματος είναι ένα σύνολο ιδιοτήτων του συστήματος που μας επιτρέπουν να ορίσουμε το σύστημα από την άποψη της θερμοδυναμικής.

Τύποι θερμοδυναμικών συστημάτων:

I. Από τη φύση της ανταλλαγής ύλης και ενέργειας με το περιβάλλον:

Ένα απομονωμένο σύστημα δεν ανταλλάσσει ούτε ύλη ούτε ενέργεια με το περιβάλλον (Δm = 0, ΔE = 0) - θερμός, φιάλη Dewar.

Αδιαβατικά απομονωμένη - η ανταλλαγή θερμικής ενέργειας με το εξωτερικό περιβάλλον είναι αδύνατη, η ανταλλαγή ύλης είναι δυνατή.

2. Κλειστό σύστημα - δεν ανταλλάσσει ύλη με το περιβάλλον, αλλά μπορεί να ανταλλάξει ενέργεια (κλειστή φιάλη με αντιδραστήρια).

3. Ανοιχτό σύστημα - μπορεί να ανταλλάξει τόσο ύλη όσο και ενέργεια με το περιβάλλον (ανθρώπινο σώμα).

Το ίδιο σύστημα μπορεί να είναι σε διαφορετικές καταστάσεις. Κάθε κατάσταση του συστήματος χαρακτηρίζεται από ένα συγκεκριμένο σύνολο τιμών θερμοδυναμικών παραμέτρων. Οι θερμοδυναμικές παράμετροι περιλαμβάνουν θερμοκρασία, πίεση, πυκνότητα, συγκέντρωση κ.λπ. Μια αλλαγή σε τουλάχιστον μία θερμοδυναμική παράμετρο οδηγεί σε αλλαγή στην κατάσταση του συστήματος στο σύνολό του. Όταν οι θερμοδυναμικές παράμετροι είναι σταθερές σε όλα τα σημεία του συστήματος (όγκος), η θερμοδυναμική κατάσταση του συστήματος ονομάζεται ισορροπία.

II. Σύμφωνα με την κατάσταση συγκέντρωσης:

1. Ομοιογενής - η απουσία απότομων αλλαγών στις φυσικές και χημικές ιδιότητες κατά τη μετάβαση από τη μια περιοχή του συστήματος στην άλλη (αποτελείται από μια φάση).

2. Ετερογενή - δύο ή περισσότερα ομοιογενή συστήματα σε ένα (αποτελείται από δύο ή περισσότερες φάσεις).

Μια φάση είναι ένα μέρος ενός συστήματος που είναι ομοιογενές σε όλα τα σημεία στη σύνθεση και τις ιδιότητες και διαχωρίζεται από άλλα μέρη του συστήματος με μια διεπαφή. Ένα παράδειγμα ομοιογενούς συστήματος είναι ένα υδατικό διάλυμα. Αν όμως το διάλυμα είναι κορεσμένο και υπάρχουν κρύσταλλοι αλατιού στον πυθμένα του δοχείου, τότε το υπό εξέταση σύστημα είναι ετερογενές (υπάρχει ένα όριο φάσης). Ένα άλλο παράδειγμα ομοιογενούς συστήματος είναι το απλό νερό, αλλά το νερό με πάγο που επιπλέει σε αυτό είναι ένα ετερογενές σύστημα.

Μετάβαση φάσης - μετασχηματισμοί φάσης (τήξη πάγου, βρασμός νερού).

Θερμοδυναμική διαδικασία- μετάβαση θερμοδυναμικό σύστημααπό τη μια κατάσταση στην άλλη, η οποία συνδέεται πάντα με παραβίαση ισορροπίασυστήματα.

Για παράδειγμα, για να μειώσετε τον όγκο του αερίου που περιέχεται σε ένα δοχείο, πρέπει να πιέσετε ένα έμβολο. Σε αυτή την περίπτωση, το αέριο θα συμπιεστεί και, πρώτα απ 'όλα, η πίεση του αερίου κοντά στο έμβολο θα αυξηθεί - η ισορροπία θα διαταραχθεί. Η ανισορροπία θα είναι μεγαλύτερη όσο πιο γρήγορα κινείται το έμβολο. Εάν μετακινήσετε το έμβολο πολύ αργά, τότε η ισορροπία διαταράσσεται ελαφρά και η πίεση σε διαφορετικά σημεία διαφέρει ελάχιστα από την τιμή ισορροπίας που αντιστοιχεί σε έναν δεδομένο όγκο αερίου. Στο όριο, με απείρως αργή συμπίεση, η πίεση του αερίου θα έχει μια συγκεκριμένη τιμή σε κάθε χρονική στιγμή. Κατά συνέπεια, η κατάσταση του αερίου θα είναι σε ισορροπία όλη την ώρα, έτσι ώστε μια απείρως αργή διαδικασία θα αποδειχθεί ότι αποτελείται από μια ακολουθία καταστάσεων ισορροπίας. Αυτή η διαδικασία ονομάζεται ισορροπίας ή οιονεί στατικής.

Μια απείρως αργή διαδικασία είναι μια αφαίρεση. Στην πράξη, μια διαδικασία που προχωρά τόσο αργά μπορεί να θεωρηθεί σχεδόν στατική που οι αποκλίσεις των τιμών των παραμέτρων από τις τιμές ισορροπίας είναι αμελητέες. Όταν αλλάξει η κατεύθυνση της διεργασίας ισορροπίας (για παράδειγμα, αντικατάσταση της συμπίεσης αερίου με διαστολή), το σύστημα θα περάσει από τις ίδιες καταστάσεις ισορροπίας όπως και κατά την κίνηση προς τα εμπρός, αλλά με την αντίστροφη σειρά. Επομένως, ονομάζονται και διαδικασίες ισορροπίας αναστρεπτός. Η διαδικασία κατά την οποία ένα σύστημα, μετά από μια σειρά αλλαγών, επιστρέφει στην αρχική του κατάσταση ονομάζεται κυκλική διαδικασία ή κύκλος. Οι έννοιες της κατάστασης ισορροπίας και της αναστρέψιμης διεργασίας παίζουν σημαντικό ρόλο στη θερμοδυναμική. Όλα τα ποσοτικά συμπεράσματα της θερμοδυναμικής ισχύουν μόνο για καταστάσεις ισορροπίας και αναστρέψιμες διεργασίες.

Ταξινόμηση θερμοδυναμικών διεργασιών:

Ισοθερμική - σταθερή θερμοκρασία - Τ= συνθ

Ισοβαρική - σταθερή πίεση - Π= συνθ

Ισοχωρικός - σταθερός όγκος - V= συνθ

Αδιαβατική - απουσία ανταλλαγής θερμότητας μεταξύ του συστήματος και του εξωτερικού περιβάλλοντος - δ Q=0

Τυπική κατάσταση- V χημική θερμοδυναμικήυπό όρους αποδεκτές καταστάσεις μεμονωμένων ουσιών και συστατικών διαλυμάτων κατά την αξιολόγηση θερμοδυναμικά μεγέθη.

Η ανάγκη εισαγωγής «πρότυπων καταστάσεων» οφείλεται στο γεγονός ότι οι θερμοδυναμικοί νόμοι δεν περιγράφουν τη συμπεριφορά πραγματικών ουσιών με επαρκή ακρίβεια, όταν το ποσοτικό χαρακτηριστικό είναι πίεσηή συγκέντρωση. Οι τυπικές καταστάσεις επιλέγονται για λόγους ευκολίας στους υπολογισμούς και μπορούν να αλλάξουν κατά τη μετάβαση από το ένα πρόβλημα στο άλλο.

Σε τυπικές καταστάσεις, οι τιμές των θερμοδυναμικών μεγεθών ονομάζονται "κανονικές" και χαρακτηρίζονται με μηδέν στον εκθέτη, για παράδειγμα: τα G0, H0, m0 είναι αντίστοιχα τυπικά Ενέργεια Gibbs, ενθαλπία, χημικό δυναμικόουσίες. Αντί για πίεση μέσα θερμοδυναμικές εξισώσειςΓια ιδανικά αέριακαι διαλύματα, χρησιμοποιείται πτητότητα και αντί για συγκέντρωση χρησιμοποιείται δραστηριότητα.

Επιτροπή Θερμοδυναμικής Διεθνής Ένωση Καθαρής και Εφαρμοσμένης Χημείας(IUPAC) όρισε ότι η τυπική κατάσταση είναι η κατάσταση του συστήματος, που επιλέγεται αυθαίρετα ως πρότυπο για σύγκριση. Η Επιτροπή πρότεινε τις ακόλουθες τυπικές καταστάσεις ουσιών:

Για την αέρια φάση, αυτή είναι η (υποτιθέμενη) κατάσταση χημικά καθαρή ουσίαστην αέρια φάση υπό τυπική πίεση 100 kPa (μέχρι το 1982 - 1 τυπική ατμόσφαιρα, 101.325 Pa, 760 mm Hg), υποδηλώνοντας την παρουσία ιδιοτήτων ιδανικό αέριο.

Για καθαρή φάση, μείγμα ή διαλύτη σε υγρό ή στερεό κατάσταση συνάθροισης- αυτή είναι η κατάσταση μιας χημικώς καθαρής ουσίας σε υγρή ή στερεή φάση υπό τυπική πίεση.

Για ένα διάλυμα, αυτή είναι η (υποτιθέμενη) κατάσταση της διαλυμένης ουσίας με το πρότυπο μοριακότητα 1 mol/kg, υπό τυπική πίεση ή τυπική συγκέντρωση, με βάση τις συνθήκες που το διάλυμα αραιώνεται επ' αόριστον.

Για μια χημικά καθαρή ουσία, αυτή είναι μια ουσία σε μια σαφώς καθορισμένη κατάσταση συσσωμάτωσης κάτω από μια σαφώς καθορισμένη, αλλά αυθαίρετη, τυπική πίεση.

Ο ορισμός του IUPAC για μια τυπική κατάσταση δεν περιλαμβάνει μια τυπική θερμοκρασία, αν και η τυπική θερμοκρασία αναφέρεται συχνά ως 25 °C (298,15 K).

7. Ταχύτητα αντίδρασης: μέση και αληθινή. Νόμος της μαζικής δράσης.

Θερμοδυναμικά συστήματα: ορισμός, ταξινόμηση συστημάτων (απομονωμένων, κλειστών, ανοιχτών) και διεργασιών (ισόθερμα, ισοβαρικά, ισοχωρικά). Τυπική κατάσταση.

Έχουμε τη μεγαλύτερη βάση δεδομένων πληροφοριών στο RuNet, ώστε να μπορείτε πάντα να βρείτε παρόμοια ερωτήματα

Εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τη συγκέντρωση. Μοριακή δράση στοιχειώδους αντίδρασης. Σειρά αντίδρασης. Κινητικές εξισώσεις αντιδράσεων πρώτης και μηδενικής τάξης. Περίοδος ημιζωής.

Εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τη θερμοκρασία. Θερμοκρασιακός συντελεστής ταχύτητας αντίδρασης και χαρακτηριστικά του για βιοχημικές διεργασίες. Ενέργεια ενεργοποίησης.

Η κατάλυση είναι ομοιογενής και ετερογενής. Ενζυμική κατάλυση. Εξίσωση Michaelis-Menten.

Χημική ισορροπία. Αναστρέψιμες και μη αναστρέψιμες αντιδράσεις.

Φόρος στο Mano. Τουριστικός φόρος. Τέλος για θέση στάθμευσης οχημάτων

Πληρώντες του φόρου είναι φυσικά και νομικά πρόσωπα, συμπεριλαμβανομένων των μη κατοίκων, που είναι αρχές στα έργα του βιοτικού απαραβίαστου. Πληρώντες της είσπραξης είναι νομικά πρόσωπα, τα υποκαταστήματά τους (υποκατάστημα, γραφεία αντιπροσωπείας)

Γεωργία

Ταξινόμηση των καλλιεργειών σύμφωνα με βοτανικά και βιολογικά χαρακτηριστικά. Διαμόρφωση της δομής των σπαρμένων περιοχών. Γεωργική τεχνολογία. Βιολογικά και βοτανικά χαρακτηριστικά.

Βασικές αρχές της επιστήμης των κραδασμών. Πρακτικά ρομπότ

Ο αρχικός οδηγός εργασιών για φοιτητές στο τμήμα εργατικής επιστήμης και ειδικότητας 5.01010301 «Τεχνολογική ευαισθητοποίηση». Το εγχειρίδιο περιέχει μια περίληψη δεκατριών τυπικών πρακτικών λειτουργιών και σας επιτρέπει να αποκτήσετε πληροφορίες και διάφορες γνώσεις για βασικά τρόφιμα: τρόφιμα, ισχύς και μεθόδους επεξεργασίας υλικών.

Υλική ευθύνη για καταπάτηση περιουσίας και προσώπου

Στοιχεία και ίσα μέρη του συστήματος ασφάλειας της επιχείρησης. Επικεφαλής της υπηρεσίας ασφαλείας. Λειτουργία ασφαλούς πρόσβασης. Ακραία ψυχολογία.

Εργασία μαθήματος για το θέμα «Βασικά ρομπότ σε υπολογιστή» Με θέμα: Αντικείμενα λειτουργικού συστήματος Windows. Κίεβο 2015

Συγγραφέας: Chemical Encyclopedia N.S. Zefirov

ΤΥΠΙΚΗ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗστη χημική θερμοδυναμική, η κατάσταση ενός συστήματος που επιλέγεται ως κατάσταση αναφοράς κατά την εκτίμηση των θερμοδυναμικών μεγεθών. Η ανάγκη να επιλέξετε ΤΥΠΙΚΗ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ σελ. λόγω του γεγονότος ότι οι κοιλιακοί δεν μπορούν να υπολογιστούν στο πλαίσιο της χημικής θερμοδυναμικής. Τιμές ενεργειών Gibbs, χημικά δυναμικά, ενθαλπίες και άλλες θερμοδυναμικές ποσότητες για μια δεδομένη ουσία. ο υπολογισμός είναι δυνατός αφορά μόνο. τις τιμές αυτών των ποσοτήτων σε μια δεδομένη κατάσταση σε σύγκριση με την τιμή τους στην ΤΥΠΙΚΗ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ σελ.

ΤΥΠΙΚΗ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ γ. επιλεγμένο για ευκολία στους υπολογισμούς. μπορεί να αλλάξει καθώς μετακινείστε από τη μια εργασία στην άλλη. Τιμές θερμοδυναμικών μεγεθών στην ΠΡΟΤΥΠΗ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ σελ. ονομάζονται τυπικά και συνήθως χαρακτηρίζονται με μηδέν στην κορυφή. δείκτης, για παράδειγμα G 0 , H 0 , m 0 - αντίστοιχα, τυπική ενέργεια Gibbs, ενθαλπία, χημικό δυναμικό μιας ουσίας. Για μια χημική αντίδραση, τα D G 0, D H 0, D S 0 ισούνται με τις αλλαγές, αντίστοιχα, G 0, H 0 και S 0 του συστήματος αντίδρασης κατά τη μετάβαση από τις πρώτες ουσίες στην ΤΥΠΙΚΗ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ c. στα προϊόντα αντίδρασης στην ΠΡΟΤΥΠΗ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ σελ.

ΤΥΠΙΚΗ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ γ. χαρακτηρίζεται από τυπικές συνθήκες: πίεση p 0, θερμοκρασία T 0, σύνθεση (μοριακό κλάσμα x 0). Η Επιτροπή IUPAC για τη Θερμοδυναμική (1975) όρισε την ΠΡΟΤΥΠΗ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ σελ. Για όλες τις αέριες ουσίες, μια καθαρή ουσία (x 0 = 1) βρίσκεται στην κατάσταση ενός ιδανικού αερίου με πίεση p 0 = 1 atm (1,01 10 5 Pa) σε οποιαδήποτε σταθερή. θερμοκρασία. Για στερεές και υγρές ουσίες, η κύρια ΠΡΟΤΥΠΗ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ είναι η κατάσταση μιας καθαρής (x 0 = 1) ουσίας υπό εξωτερική πίεση p 0 = 1 atm. Στον ορισμό της ΤΥΠΙΚΗΣ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗΣ σελ. Το IUPAC T 0 δεν περιλαμβάνεται, αν και η τυπική θερμοκρασία συχνά αναφέρεται ότι είναι 298,15 Κ.

Mn. Αέρια σε πίεση 1 atm δεν μπορούν να θεωρηθούν ως ιδανικό αέριο. ΤΥΠΙΚΗ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ γ. σε αυτές τις περιπτώσεις, όχι πραγματικές, αλλά κάποιες υποθετικές. κατάσταση. Παρόμοια τέχνη. επιλογή ΤΥΠΙΚΗ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ σελ. εξηγείται από την απλότητα των υπολογισμών των θερμοδυναμικών συναρτήσεων για ένα ιδανικό αέριο.

Για τη διαδικασία σχηματισμού μιας χημικής ένωσης από απλές ουσίες, δίνονται τυπικές ενέργειες Gibbs, ενθαλπία, εντροπία σε θερμοδυναμικά βιβλία αναφοράς

Για τον προσδιορισμό αυτών των ποσοτήτων, επιλέγονται ορισμένες απλές ουσίες για τις οποίες, εξ ορισμού, πληρούνται οι ακόλουθες προϋποθέσεις: = 0, =0, = 0. Ως ΠΡΟΤΥΠΗ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ σελ. Για απλές ουσίες, λαμβάνεται η σταθερή φάση και η χημική κατάσταση του στοιχείου σε μια δεδομένη θερμοκρασία. Αυτή η κατάσταση δεν συμπίπτει πάντα με τη φυσική. άρα, ΤΥΠΙΚΗ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ γ. Η απλή ουσία φθόριο σε όλες τις θερμοκρασίες είναι ένα καθαρό ιδανικό αέριο σε 1 atm, που αποτελείται από μόρια F 2. Στην περίπτωση αυτή, η διάσταση του F 2 σε άτομα δεν λαμβάνεται υπόψη. ΤΥΠΙΚΗ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ γ. μπορεί να διαφέρει σε διαφορετικά εύρη θερμοκρασίας. Για Na, για παράδειγμα, στην περιοχή από 0 έως T pl (370,86 K) ΤΥΠΙΚΗ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ γ. απλή ουσία - καθαρό μέταλλο. Na σε 1 atm; στην περιοχή από T pl έως T bp (1156,15 K) - καθαρό υγρό Na σε 1 atm. πάνω από 1156,15 K είναι ένα ιδανικό αέριο σε 1 atm, που αποτελείται αποκλειστικά από άτομα Na. Έτσι, η τυπική ενθαλπία σχηματισμού στερεού NaF κάτω από 370,86 K αντιστοιχεί στη μεταβολή της ενθαλπίας στην αντίδραση Na (s) + 1 / 2 F 2 = NaF (s), και στην περιοχή 370,86-1156,15 K αντιστοιχεί σε μια αλλαγή ενθαλπία στην αντίδραση Na (υγρό) + 1 / 2 F 2 = NaF (TB).

ΤΥΠΙΚΗ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ γ. ιόν σε ένα υδατικό διάλυμα εισάγεται για να καταστεί δυνατός ο εκ νέου υπολογισμός της πειραματικά προσδιορισμένης ενθαλπίας της διάλυσης D aq H 0 (H 2 O) στην ενθαλπία σχηματισμού μιας χημικής ένωσης. Έτσι, εάν είναι γνωστή η τυπική ενθαλπία της διάλυσης του KCl στο νερό και D H 0 arr [K +, διάλυμα] και [Cl -, διάλυμα] - αντίστοιχα, η ενθαλπία σχηματισμού ιόντων K + και Cl στην ΤΥΠΙΚΗ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ c . σε υδατικό διάλυμα, τότε η τυπική ενθαλπία σχηματισμού KCl μπορεί να υπολογιστεί με την εξίσωση: [KCl, tv] = = - D aq H 0 (H 2 0) + [K +, διάλυμα] + [Cl -, διάλυμα ].

Ως ΤΥΠΙΚΗ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ σελ. ιόν σε υδατικό διάλυμα, σύμφωνα με τις συστάσεις της IUPAC, η κατάσταση αυτού του ιόντος θεωρείται υποθετική. ένα υδατικό διάλυμα ενός molal στο οποίο η ενθαλπία του εν λόγω ιόντος είναι ίση με την ενθαλπία του σε ένα άπειρα αραιό διάλυμα. Επιπλέον, υποτίθεται ότι η ενθαλπία σχηματισμού του ιόντος Η+ στην ΠΡΟΤΥΠΗ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ είναι c., δηλ. [Η + , διάλυμα, Η 2 Ο] είναι μηδέν. Ως αποτέλεσμα, καθίσταται δυνατή η λήψη σχετικών τυπικών ενθαλπιών σχηματισμού άλλων ιόντων σε διάλυμα με βάση τις πιο αξιόπιστες (βασικές) τιμές των ενθαλπιών σχηματισμού χημικών ενώσεων. Με τη σειρά τους, οι λαμβανόμενες τιμές των ενθαλπιών σχηματισμού ιόντων σε διάλυμα χρησιμεύουν για τον προσδιορισμό των άγνωστων ενθαλπιών σχηματισμού μιας χημικής ένωσης σε περιπτώσεις όπου μετρώνται τυπικές ενθαλπίες διάλυσης.

ΤΥΠΙΚΗ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ γ. εξαρτήματα συστημάτων δύο και πολλαπλών συστατικών εισάγονται ως κατάσταση αναφοράς κατά τον υπολογισμό των θερμοδυναμικών δραστηριοτήτων, των ενεργειών Gibbs, των ενθαλπιών, της εντροπίας ανάμειξης (οι τρεις τελευταίες τιμές στην STANDARD STATE είναι ίσες με μηδέν). Είναι δυνατή η λεγόμενη συμμετρική επιλογή της ΤΥΠΙΚΗΣ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗΣ με. το εξάρτημα χρησιμοποιείται στη βασική του ΣΤΑΝΤΑΡ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ c., που προσδιορίζεται σύμφωνα με την IUPAC. Εάν ένα σύστημα πολλαπλών συστατικών είναι υγρό, τότε ως ΠΡΟΤΥΠΗ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ γ. συστατικά, λαμβάνεται η υγρή τους κατάσταση. Μια εναλλακτική είναι η αντισυμμετρική επιλογή του STANDARD STATE c., όταν για τον διαλύτη διατηρείται η STANDARD STATE c., επιλέγεται σύμφωνα με τις συστάσεις της IUPAC, και για τη διαλυμένη ουσία A ως STANDARD STATE c. η κατάστασή του επιλέγεται σε διάλυμα μοναδιαίας συγκέντρωσης, το οποίο έχει τις ιδιότητες ενός απείρως αραιού διαλύματος. Επιλέξτε ΤΥΠΙΚΗ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ σελ. σε αυτή την περίπτωση συνδέεται με μια ορισμένη συγκέντρωση. κλίμακα (μοριακό κλάσμα, μοριακότητα, μοριακότητα). Αντισυμμετρική επιλογή ΤΥΠΙΚΗ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗ σελ. βολικό σε περιπτώσεις όπου η διαλυμένη ουσία δεν υπάρχει σε μια δεδομένη φάση σε καθαρή μορφή (για παράδειγμα, το HCl δεν υπάρχει ως υγρό σε θερμοκρασία δωματίου).

Η έννοια της ΤΥΠΙΚΗΣ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗΣ σελ. που εισήγαγε ο G. Lewis στην αρχή. 20ος αιώνας

Βιβλιογραφία: Lewis J., Randall M., Chemical Thermodynamics, μετάφρ. from English, Μ., 1936; Belousov V.P., Panov M.Yu., Thermodynamics of aqueous solutions of nonelectrolytes, L., 1983: Voronin G.F., Fundamentals of Thermodynamics, Μ., 1987, p. 91, 98, 100. Μ.Β. Ο Κορομπόφ.

Χημική εγκυκλοπαίδεια. Τόμος 4 >>

Συμβατικά αποδεκτές καταστάσεις μεμονωμένων ουσιών και συστατικών διαλυμάτων κατά την εκτίμηση θερμοδυναμικών μεγεθών.

Η ανάγκη εισαγωγής «πρότυπων καταστάσεων» οφείλεται στο γεγονός ότι οι θερμοδυναμικοί νόμοι δεν περιγράφουν τη συμπεριφορά πραγματικών ουσιών με επαρκή ακρίβεια όταν η πίεση ή η συγκέντρωση χρησιμεύουν ως ποσοτικό χαρακτηριστικό. Οι τυπικές καταστάσεις επιλέγονται για λόγους ευκολίας στους υπολογισμούς και μπορούν να αλλάξουν κατά τη μετάβαση από το ένα πρόβλημα στο άλλο.

Σε τυπικές καταστάσεις, οι τιμές των θερμοδυναμικών μεγεθών ονομάζονται "τυποποιημένες" και χαρακτηρίζονται με μηδέν στον εκθέτη, για παράδειγμα: G 0, H 0, m 0 είναι, αντίστοιχα, η τυπική ενέργεια Gibbs, η ενθαλπία και το χημικό δυναμικό της ουσίας. Αντί για πίεση, χρησιμοποιείται φυγοκέντρηση (πτητικότητας) στις θερμοδυναμικές εξισώσεις για ιδανικά αέρια και διαλύματα και χρησιμοποιείται δραστηριότητα αντί για συγκέντρωση.

Πρότυπες καταστάσεις IUPAC

Η Επιτροπή Θερμοδυναμικής της Διεθνούς Ένωσης Καθαρής και Εφαρμοσμένης Χημείας (IUPAC) καθόρισε ότι η τυπική κατάσταση είναι η κατάσταση του συστήματος, που επιλέχθηκε αυθαίρετα ως πρότυπο για σύγκριση. Η Επιτροπή πρότεινε τις ακόλουθες τυπικές καταστάσεις ουσιών:

• Για την αέρια φάση, είναι η (υποτιθέμενη) κατάσταση μιας χημικώς καθαρής ουσίας στην αέρια φάση υπό μια τυπική πίεση 100 kPa (μέχρι το 1982 - 1 τυπική ατμόσφαιρα, 101.325 Pa, 760 mmHg), που υποδηλώνει την παρουσία ιδανικών ιδιοτήτων αερίου .
• Για μια καθαρή φάση, μείγμα ή διαλύτη σε υγρή ή στερεή κατάσταση συσσωματώματος, αυτή είναι η κατάσταση μιας χημικώς καθαρής ουσίας σε υγρή ή στερεή φάση υπό τυπική πίεση.
• Για ένα διάλυμα, αυτή είναι η (υποτιθέμενη) κατάσταση της διαλυμένης ουσίας με τυπική μοριακότητα 1 mol/kg, υπό τυπική πίεση ή τυπική συγκέντρωση, με την προϋπόθεση ότι το διάλυμα είναι απείρως αραιό.
• Για μια χημικά καθαρή ουσία, αυτή είναι μια ουσία σε μια σαφώς καθορισμένη κατάσταση συσσωμάτωσης κάτω από μια σαφώς καθορισμένη, αλλά αυθαίρετη, τυπική πίεση.

Ο ορισμός του IUPAC για μια τυπική κατάσταση δεν περιλαμβάνει μια τυπική θερμοκρασία, αν και η τυπική θερμοκρασία αναφέρεται συχνά ως 25 °C (298,15 K).