normy termodynamiczne. Elementy termodynamiki i kinetyki chemicznej. Wzorcowy stan skupienia

Głównymi funkcjami termodynamicznymi stosowanymi w obliczeniach metalurgicznych jest energia wewnętrzna ty, entalpia H, entropia S, a także ich najważniejsze kombinacje: izobaryczno-izotermiczna G = H - TS i izochoryczne-izotermiczne F=U-TS potencjały, zmniejszony potencjał F \u003d -G / T.

Zgodnie z twierdzeniem Nernsta dla entropia naturalnym punktem odniesienia jest zero stopni w skali Kelvina, przy którym entropie substancji krystalicznych są równe zeru. Dlatego z formalnego punktu widzenia w zasadzie zawsze można zmierzyć lub obliczyć bezwzględną wartość entropii i wykorzystać ją do ilościowych szacunków termodynamicznych. Oznacza to, że entropia nie wprowadza żadnych trudności w praktyce wykonywania numerycznych obliczeń termodynamicznych.

I tu energia wewnętrzna nie ma naturalnego pochodzenia, a jego wartość bezwzględna po prostu nie istnieje. To samo dotyczy wszystkich innych funkcji lub potencjałów termodynamicznych, ponieważ są one liniowo powiązane z energią wewnętrzną:

H = U + PV;

F = U - TS;

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

F= -G/T = S - H/T = S -(U+PV)/T.

Dlatego wartości U, H, F, G I F układ termodynamiczny ze względu na niepewność punktu odniesienia można ustalić tylko do stałych. Fakt ten nie prowadzi do fundamentalnych komplikacji, ponieważ do rozwiązania wszystkich zastosowanych problemów wystarczy wiedziećzmiana wielkie ilości funkcje termodynamiczne przy zmianie temperatury, ciśnienia, objętości, podczas przejścia przemian fazowych i chemicznych.

Aby jednak móc przeprowadzić rzeczywiste obliczenia, konieczne było przyjęcie pewnych umów (norm) dotyczących jednoznacznego wyboru pewnych stałych i ustanowienie jednolitych zasad obliczania początkowych wartości funkcji termodynamicznych dla wszystkich substancji występujących w przyrodzie. Ze względu na liniową zależność funkcji termodynamicznych H, F, G, F z energii wewnętrznej u Ten wystarczająco zrobić tylko dla jednej z tych funkcji. był prawdziwy jednolite pochodzenie wartościentalpia . Udało się nadanie wartości zerowej entalpiom pewnych substancji w określonych stanach w ściśle określonych warunkach fizycznych, które noszą nazwę standardowe substancje, standardowe warunki I standardowe stany.

Poniżej znajduje się najczęściej spotykany zestaw omawianych konwencji, zalecany przez Międzynarodową Komisję Termodynamiki Międzynarodowej Unii Chemii Czystej i Stosowanej (IUPAC). Ten zestaw można nazwać normy termodynamiczne, jak praktycznie ustalono we współczesnej literaturze dotyczącej termodynamiki chemicznej.

Warunki standardowe

Zgodnie z twierdzeniem Nernsta, dla entropii naturalnym punktem odniesienia lub naturalną temperaturą wzorcową jest zero stopni w skali Kelvina, przy której entropie substancji wynoszą zero. W niektórych podręcznikach, publikowanych głównie w ZSRR, temperatura wzorcowa wynosi 0 K. Pomimo wielkiej logiki z fizycznego i matematycznego punktu widzenia, temperatura ta nie jest powszechnie stosowana jako wzorzec. Wynika to z faktu, że w niskich temperaturach zależność pojemności cieplnej od temperatury jest bardzo złożona i nie jest możliwe zastosowanie dla niej wystarczająco prostych przybliżeń wielomianowych.

Standardowe warunki fizyczne odpowiadają ciśnieniu 1 atm(1 atmosfera fizyczna = 1,01325 bara)i temperatura 298,15 K(25° Z). Uważa się, że takie warunki są najbardziej zgodne z rzeczywistymi warunkami fizycznymi panującymi w laboratoriach chemicznych, w których przeprowadza się pomiary termochemiczne.

Substancje standardowe

W naturze wszystkie izolowane, niezależne substancje, zwane w termodynamice indywidualnością , składają się z czystych elementów tabeli D.I. Mendelejewa lub są otrzymywane w wyniku reakcji chemicznych między nimi. Dlatego wystarczający warunek ustanowienie układu odniesienia dla wielkości termodynamicznych polega na wyborze entalpii tylko dla pierwiastków chemicznych jako substancje proste. Przyjmuje się, że entalpie wszystkich pierwiastków w ich stanach standardowych wynoszą zero w warunkach standardowych – temperatura i ciśnienie. Dlatego pierwiastki chemiczne w termodynamice są również nazywane standardowe substancje.

Wszystkie inne substancje są uważane za związki otrzymane w wyniku reakcji chemicznych między substancjami standardowymi (pierwiastki chemiczne w stanie standardowym) Nazywa się je „ poszczególne substancje ". Punktem wyjścia dla entalpii dla związków chemicznych (a także dla pierwiastków w stanach niestandardowych) jest wartość entalpii reakcji ich powstawania z substancji wzorcowych, tak jakby przebiegała w warunkach normalnych. , efekt termiczny (entalpia) reakcji jest określany eksperymentalnie w warunkach rzeczywistych, a następnie przeliczany na warunki standardowe. Ta wartość jest traktowana jako standardowa entalpia tworzenia związek chemiczny jako pojedyncza substancja.

W praktycznych obliczeniach należy pamiętać, że w termochemii jako normę przyjmuje się: reguła znakowania scharakteryzować entalpię. Jeśli podczas tworzenia związku chemicznego ciepło wyróżnia się, wybrany jest znak ”. minus” - ciepło jest tracone do układu podczas procesu izotermicznego. Jeśli ciepło jest potrzebne do utworzenia związku chemicznego zaabsorbowany, wybrany jest znak ”. plus” - ciepło jest dostarczane do układu z otoczenia w celu utrzymania izotermy.

Stany standardowe

Dla takiego stanu wybiera się stan równowagi, tj. najbardziej stabilny forma istnienia (stan skupiony, forma molekularna) pierwiastek chemiczny w warunkach normalnych Są to np. pierwiastki w stanie stałym – ołów,  węgiel w postaci grafitu, w cieczy - rtęć i brom, dwuatomowe cząsteczki gazowego azotu lub chloru, jednoatomowe gazy szlachetne itp.

Standardowe notacje

Aby oznaczyć dowolną właściwość termodynamiczną obliczoną przy ciśnieniu standardowym na podstawie wartości standardowej i dlatego nazywaną standardowa właściwość, używany jest prawy górny indeks 0 (zero) znaku. Że nieruchomość jest odliczana z wybranego wzorca, oznaczony znakiem „” przed symbolem algebraicznym funkcji termodynamicznej. Temperatura odpowiadająca wartości funkcji jest często podawana jako prawy indeks dolny. Na przykład, standardowa entalpia substancje o temperaturze 298,15 K oznacza się jako

Za standardowe entalpie poszczególnych substancji przyjmuje się ciepło ich tworzenia w reakcjach chemicznych z substancji standardowych w stanie standardowym. Dlatego funkcje termodynamiczne są czasami oznaczane za pomocą indeksu F(z angielskiego tworzenie- Edukacja):

W przeciwieństwie do entalpii, dla entropii jej wartość bezwzględna jest obliczana w dowolnej temperaturze. Dlatego w oznaczeniu entropii nie ma znaku „”:
standardowa entropia substancje o temperaturze 298,15 K, standardowa entropia w temperaturze T.

Standardowe właściwości substancji w standardowych warunkach, tj. standardowe funkcje termodynamiczne podsumowane w tabelach wielkości termochemicznych i opublikowane jako podręczniki wielkości termochemicznych poszczególnych substancji.

Z procesami izobarycznymi najczęściej spotykamy się w rzeczywistości, gdyż procesy technologiczne najczęściej przeprowadzane są w urządzeniach komunikujących się z atmosferą. Dlatego podręczniki danych termochemicznych w większości zawierają, jak konieczne i wystarczające informacje do obliczenia dowolnej funkcji termodynamicznej, ilości

Jeśli znane są wartości standardowej entropii bezwzględnej i entalpii tworzenia, a także zależność pojemności cieplnej od temperatury, możliwe jest obliczenie wartości lub zmian wartości wszystkich innych funkcji termodynamicznych.

Przez długi czas fizycy i przedstawiciele innych nauk mieli sposób na opisywanie tego, co obserwują w trakcie swoich eksperymentów. Brak konsensusu i obecność dużej liczby terminów wziętych „znikąd” doprowadziły do ​​zamieszania i nieporozumień wśród kolegów. Z biegiem czasu każda gałąź fizyki uzyskała swoje ustalone definicje i jednostki miary. Tak powstały parametry termodynamiczne, które wyjaśniają większość makroskopowych zmian w układzie.

Definicja

Parametry stanu lub parametry termodynamiczne to szereg wielkości fizycznych, które wszystkie razem i każda z osobna mogą charakteryzować obserwowany system. Należą do nich takie pojęcia jak:

• temperatura i ciśnienie;
• koncentracja, indukcja magnetyczna;
• entropia;
• entalpia;
• Energie Gibbsa i Helmholtza oraz wiele innych.

Istnieją parametry intensywne i ekstensywne. Ekstensywne to te, które są bezpośrednio zależne od masy układu termodynamicznego, a intensywne to te, które są określone przez inne kryteria. Nie wszystkie parametry są równie niezależne, dlatego aby obliczyć stan równowagi układu, konieczne jest określenie kilku parametrów jednocześnie.

Ponadto wśród fizyków istnieją pewne nieporozumienia terminologiczne. Ta sama cecha fizyczna może być nazywana przez różnych autorów albo procesem, albo współrzędną, albo wielkością, albo parametrem, albo nawet po prostu właściwością. Wszystko zależy od treści, w jakich naukowiec ją wykorzysta. Ale w niektórych przypadkach istnieją standardowe zalecenia, których muszą przestrzegać kompilatorzy dokumentów, podręczników lub zamówień.

Klasyfikacja

Istnieje kilka klasyfikacji parametrów termodynamicznych. Tak więc na podstawie pierwszego akapitu wiadomo już, że wszystkie ilości można podzielić na:

• ekstensywne (dodatkowe) - takie substancje podlegają prawu dodawania, to znaczy ich wartość zależy od liczby składników;
• intensywne - nie zależą od tego, ile substancji pobrano do reakcji, ponieważ są wyrównane podczas interakcji.

Na podstawie warunków, w jakich znajdują się substancje tworzące układ, wielkości można podzielić na te, które opisują reakcje fazowe i reakcje chemiczne. Ponadto należy wziąć pod uwagę reagenty. Oni mogą być:

• termomechaniczny;
• termofizyczny;
• termochemiczny.

Ponadto każdy układ termodynamiczny spełnia określoną funkcję, więc parametry mogą charakteryzować pracę lub ciepło uzyskane w wyniku reakcji, a także pozwalają obliczyć energię potrzebną do przeniesienia masy cząstek.

Zmienne stanu

Stan dowolnego układu, w tym termodynamicznego, można określić na podstawie kombinacji jego właściwości lub cech. Wszystkie zmienne, które są całkowicie określone tylko w określonym momencie i nie zależą od tego, jak dokładnie układ doszedł do tego stanu, nazywane są parametrami (zmiennymi) termodynamicznymi stanu lub funkcjami stanu.

System jest uważany za stacjonarny, jeśli funkcje zmiennych nie zmieniają się w czasie. Jedną z opcji jest równowaga termodynamiczna. Każda, nawet najmniejsza zmiana w układzie jest już procesem i może zawierać od jednego do kilku zmiennych parametrów stanu termodynamicznego. Sekwencja, w której stany systemu w sposób ciągły przechodzą na siebie, nazywana jest „ścieżką procesu”.

Niestety nadal panuje zamieszanie z terminami, ponieważ ta sama zmienna może być zarówno niezależna, jak i wynikiem dodania kilku funkcji systemowych. Dlatego terminy takie jak „funkcja stanu”, „parametr stanu”, „zmienna stanu” można uznać za synonimy.

Temperatura

Jednym z niezależnych parametrów stanu układu termodynamicznego jest temperatura. Jest to wielkość charakteryzująca ilość energii kinetycznej przypadającej na jednostkę cząstek w równowadze układu termodynamicznego.

Jeśli do definicji pojęcia podejdziemy z punktu widzenia termodynamiki, to temperatura jest wartością odwrotnie proporcjonalną do zmiany entropii po dodaniu ciepła (energii) do układu. Gdy układ jest w równowadze, wartość temperatury jest taka sama dla wszystkich jego „uczestników”. Jeśli występuje różnica temperatur, to energia jest oddawana przez ciało cieplejsze i absorbowana przez ciało zimniejsze.

Istnieją układy termodynamiczne, w których po dodaniu energii nieład (entropia) nie wzrasta, ale wręcz przeciwnie, maleje. Ponadto, jeśli taki układ oddziałuje z ciałem, którego temperatura jest wyższa od jego własnej, to odda temu ciału swoją energię kinetyczną, a nie odwrotnie (na podstawie praw termodynamiki).

Ciśnienie

Ciśnienie to wielkość charakteryzująca siłę działającą na ciało prostopadle do jego powierzchni. Aby obliczyć ten parametr, należy podzielić całą wielkość siły przez powierzchnię obiektu. Jednostkami tej siły będą paskale.

W przypadku parametrów termodynamicznych gaz zajmuje całą dostępną mu objętość, a ponadto tworzące go cząsteczki nieustannie poruszają się losowo i zderzają ze sobą oraz z naczyniem, w którym się znajdują. To właśnie te uderzenia decydują o ciśnieniu substancji na ścianki naczynia lub na ciało umieszczone w gazie. Siła rozchodzi się we wszystkich kierunkach z jednakową precyzją z powodu nieprzewidywalnego ruchu cząsteczek. Aby zwiększyć ciśnienie, konieczne jest zwiększenie temperatury układu i odwrotnie.

Energia wewnętrzna

Do głównych parametrów termodynamicznych zależnych od masy układu należy energia wewnętrzna. Składa się z energii kinetycznej wynikającej z ruchu cząsteczek substancji, a także z energii potencjalnej, która pojawia się, gdy cząsteczki oddziałują ze sobą.

Ten parametr jest jednoznaczny. Oznacza to, że wartość energii wewnętrznej jest stała, gdy układ znajduje się w pożądanym stanie, niezależnie od tego, w jaki sposób został on (stan) osiągnięty.

Nie można zmienić energii wewnętrznej. Jest to suma ciepła oddanego przez układ i wykonanej przez niego pracy. W przypadku niektórych procesów brane są pod uwagę inne parametry, takie jak temperatura, entropia, ciśnienie, potencjał i liczba cząsteczek.

Entropia

Druga zasada termodynamiki mówi, że entropia nie maleje. Inne sformułowanie postuluje, że energia nigdy nie przechodzi z ciała o niższej temperaturze do gorętszego. To z kolei wyklucza możliwość stworzenia perpetuum mobile, ponieważ nie jest możliwe przeniesienie całej dostępnej ciału energii na pracę.

Samo pojęcie „entropii” zostało wprowadzone do użytku w połowie XIX wieku. Wtedy było to postrzegane jako zmiana ilości ciepła do temperatury układu. Ale taka definicja dotyczy tylko procesów, które są stale w stanie równowagi. Z tego możemy wyciągnąć następujący wniosek: jeśli temperatura ciał tworzących układ dąży do zera, to entropia będzie równa zeru.

Entropia jako termodynamiczny parametr stanu gazu służy jako wyznacznik miary losowości, przypadkowości ruchu cząstek. Służy do określania rozmieszczenia cząsteczek w określonym obszarze i naczyniu lub do obliczania elektromagnetycznej siły oddziaływania między jonami substancji.

Entalpia

Entalpia to energia, którą można zamienić na ciepło (lub pracę) przy stałym ciśnieniu. Jest to potencjał układu, który jest w stanie równowagi, jeśli badacz zna poziom entropii, liczbę cząsteczek i ciśnienie.

Jeśli wskazany jest parametr termodynamiczny gazu doskonałego, zamiast entalpii stosuje się sformułowanie „energia układu rozprężonego”. Aby ułatwić sobie wyjaśnienie tej wartości, możemy sobie wyobrazić naczynie wypełnione gazem, który jest równomiernie sprężany przez tłok (na przykład silnik spalinowy). W tym przypadku entalpia będzie równa nie tylko energii wewnętrznej substancji, ale także pracy, którą należy wykonać, aby doprowadzić układ do wymaganego stanu. Zmiana tego parametru zależy tylko od stanu początkowego i końcowego układu, a sposób w jaki zostanie on uzyskany nie ma znaczenia.

Energia Gibbsa

Parametry i procesy termodynamiczne są w większości związane z potencjałem energetycznym substancji tworzących układ. Zatem energia Gibbsa jest równoważna całkowitej energii chemicznej układu. Pokazuje, jakie zmiany zachodzą w przebiegu reakcji chemicznych i czy substancje w ogóle będą oddziaływać.

Zmiana ilości energii i temperatury układu w trakcie przebiegu reakcji wpływa na takie pojęcia jak entalpia i entropia. Różnica między tymi dwoma parametrami będzie nazywana energią Gibbsa lub potencjałem izobaryczno-izotermicznym.

Minimalną wartość tej energii obserwuje się, gdy układ jest w równowadze, a jego ciśnienie, temperatura i ilość materii pozostają niezmienione.

Energia Helmholtza

Energia Helmholtza (według innych źródeł - po prostu energia swobodna) to potencjalna ilość energii, którą układ straci podczas interakcji z ciałami, które nie są jego częścią.

Pojęcie energii swobodnej Helmholtza jest często używane do określenia, jaką maksymalną pracę może wykonać system, to znaczy, ile ciepła jest uwalniane, gdy substancje zmieniają się z jednego stanu w drugi.

Jeżeli układ znajduje się w stanie równowagi termodynamicznej (czyli nie wykonuje żadnej pracy), to poziom energii swobodnej jest minimalny. Oznacza to, że nie zachodzą również zmiany innych parametrów, takich jak temperatura, ciśnienie i liczba cząstek.

ELEMENTY TERMODYNAMIKI I KINETYKI CHEMICZNEJ

Układy termodynamiczne: definicja, klasyfikacja układów (izolowane, zamknięte, otwarte) i procesów (izotermiczne, izobaryczne, izochoryczne). Stan standardowy.

Termodynamika - to nauka badanie ogólnych praw przebiegu procesów, którym towarzyszy uwalnianie, pochłanianie i przekształcanie energii.

Termodynamika chemiczna bada wzajemne przemiany energii chemicznej i jej innych form - cieplnej, świetlnej, elektrycznej itp., ustala ilościowe prawa tych przemian, a także pozwala przewidywać stabilność substancji w danych warunkach i ich zdolność do wchodzenia w określone reakcje chemiczne reakcje. Termochemia, która jest gałęzią termodynamiki chemicznej, bada skutki termiczne reakcji chemicznych.

Przedmiot rozważań termodynamicznych nazywany jest układem termodynamicznym lub po prostu układem.

System - dowolny obiekt natury, składający się z dużej liczby cząsteczek (jednostek strukturalnych) i oddzielony od innych obiektów przyrody rzeczywistą lub urojoną powierzchnią graniczną (interfejs).

Stan układu jest zbiorem właściwości układu, które pozwalają na zdefiniowanie układu z punktu widzenia termodynamiki.

Rodzaje układów termodynamicznych:

I. Z natury wymiany materii i energii z otoczeniem:

Układ izolowany - nie wymienia materii ani energii z otoczeniem (Δm = 0; ΔE = 0) - termos, naczynie Dewara.

Izolowane adiabatycznie - Nie ma możliwości wymiany energii cieplnej z otoczeniem zewnętrznym, możliwa jest wymiana materii.

2. Układ zamknięty - nie wymienia się z otoczeniem jako substancja, ale może wymieniać energię (zamknięta kolba z odczynnikami).

3. Układ otwarty - może wymieniać zarówno materię, jak i energię z otoczeniem (organizmem ludzkim).

Ten sam system może znajdować się w różnych stanach. Każdy stan układu charakteryzuje się pewnym zestawem wartości parametrów termodynamicznych. Parametry termodynamiczne obejmują temperaturę, ciśnienie, gęstość, stężenie itp. Zmiana przynajmniej jednego parametru termodynamicznego prowadzi do zmiany stanu całego układu. Jeżeli parametry termodynamiczne są stałe we wszystkich punktach układu (objętości), stan termodynamiczny układu nazywa się równowagą.

II. Według stanu skupienia:

1. Jednorodny - brak ostrych zmian właściwości fizycznych i chemicznych podczas przejścia z jednego obszaru systemu do drugiego (składają się z jednej fazy).

2. Heterogeniczny - dwa lub więcej jednorodnych systemów w jednym (składa się z dwóch lub więcej faz).

Faza jest częścią systemu, która jest jednorodna we wszystkich punktach pod względem składu i właściwości i jest oddzielona od innych części systemu interfejsem. Przykładem układu jednorodnego jest roztwór wodny. Ale jeśli roztwór jest nasycony i na dnie naczynia znajdują się kryształki soli, to rozważany układ jest niejednorodny (istnieje granica faz). Zwykła woda jest kolejnym przykładem układu jednorodnego, ale woda z pływającym w niej lodem jest układem heterogenicznym.

Przemiany fazowe - przemiany fazowe (topienie lodu, gotowanie wody).

Proces termodynamiczny- przemiana układ termodynamiczny z jednego stanu do drugiego, co zawsze wiąże się z naruszeniem równowaga systemy.

Na przykład, aby zmniejszyć objętość gazu zawartego w naczyniu, musisz przesunąć tłok. W takim przypadku gaz zostanie sprężony, a przede wszystkim wzrośnie ciśnienie gazu w pobliżu tłoka - równowaga zostanie zakłócona. Nierównowaga będzie tym większa, im szybciej porusza się tłok. Jeśli tłok porusza się bardzo wolno, to równowaga jest nieco zaburzona, a ciśnienie w różnych punktach niewiele różni się od wartości równowagi odpowiadającej danej objętości gazu. W granicy z nieskończenie powolną kompresją ciśnienie gazu będzie miało określoną wartość w każdym momencie. W konsekwencji stan gazu będzie zawsze w równowadze, tak że nieskończenie powolny proces będzie się składał z sekwencji stanów równowagi. Taki proces nazywa się równowagowy lub quasi-statyczny.

Nieskończenie powolny proces jest abstrakcją. W praktyce proces można uznać za quasi-statyczny, jeżeli przebiega na tyle wolno, że odchylenia wartości parametrów od wartości równowagi są pomijalnie małe. Zmieniając kierunek procesu równowagi (na przykład zastępując sprężanie gazu rozprężaniem), układ będzie przechodził przez te same stany równowagi, co w przebiegu do przodu, ale w odwrotnej kolejności. Dlatego nazywane są również procesy równowagi odwracalny. Nazywa się proces, w wyniku którego system powraca do swojego pierwotnego stanu po serii zmian proces okrężny lub cykl. Pojęcia stanu równowagi i procesu odwracalnego odgrywają ważną rolę w termodynamice. Wszystkie ilościowe wnioski z termodynamiki mają zastosowanie tylko do stanów równowagi i procesów odwracalnych.

Klasyfikacja procesów termodynamicznych:

Izoterma - stała temperatura - T= stała

Izobaryczne - stałe ciśnienie - P= stała

Izochoryczna - stała objętość - V= stała

adiabatyczny – brak wymiany ciepła między układem a otoczeniem – d Q=0

stan standardowy- V termodynamika chemiczna warunkowo przyjęte stany poszczególnych substancji i składników roztworów w ocenie wielkości termodynamiczne.

Konieczność wprowadzenia „stanów standardowych” wynika z faktu, że prawa termodynamiki nie opisują dokładnie zachowania się rzeczywistych substancji, gdy charakterystyka ilościowa jest ciśnienie Lub stężenie. Stany standardowe są wybierane ze względu na wygodę obliczeń i mogą się zmieniać przy przechodzeniu od jednego problemu do drugiego.

W stanach standardowych wartości wielkości termodynamicznych nazywane są „standardowymi” i oznaczane przez zero w indeksie górnym, na przykład: G0, H0, m0 są odpowiednio standardowe Energia Gibbsa, entalpia, potencjał chemiczny Substancje. Zamiast nacisku równania termodynamiczne Dla gazy doskonałe a roztwory wykorzystują lotność, a zamiast koncentracji - aktywność.

Komisja Termodynamiki Międzynarodowy Związek Chemii Teoretycznej i Stosowanej(IUPAC) zdefiniował, że stan standardowy to stan systemu wybrany warunkowo jako standard do porównania. Komisja zaproponowała następujące standardowe stany substancji:

Dla fazy gazowej jest to (zakładany) stan chemicznie czysta substancja w fazie gazowej przy ciśnieniu normalnym 100 kPa (przed 1982 r. - 1 atmosfera normalna, 101 325 Pa, 760 mmHg), co sugeruje obecność właściwości gaz doskonały.

Dla czystej fazy, mieszaniny lub rozpuszczalnika w postaci ciekłej lub stałej stan skupienia- Jest to stan chemicznie czystej substancji w fazie ciekłej lub stałej pod ciśnieniem normalnym.

W przypadku rozwiązania jest to (zakładany) stan substancji rozpuszczonej ze standardem molalność 1 mol/kg, pod standardowym ciśnieniem lub w standardowym stężeniu, w oparciu o warunki, w których roztwór jest rozcieńczany w nieskończoność.

W przypadku substancji chemicznie czystej jest to substancja w dobrze określonym stanie skupienia pod dobrze określonym, ale arbitralnym ciśnieniem standardowym.

Definicja stanu standardowego IUPAC nie obejmuje temperatury standardowej, chociaż często mówi się o temperaturze standardowej, która wynosi 25 ° C (298,15 K).

7. Szybkość reakcji: średnia i prawdziwa. Prawo mas czynnych.

Układy termodynamiczne: definicja, klasyfikacja układów (izolowane, zamknięte, otwarte) i procesów (izotermiczne, izobaryczne, izochoryczne). Stan standardowy.

Mamy największą bazę informacji w RuNet, więc zawsze możesz znaleźć podobne zapytania

Zależność szybkości reakcji od stężenia. Molekularność elementarnego aktu reakcji. Kolejność reakcji. Równania kinetyczne reakcji pierwszego i zerowego rzędu. pół życia.

Zależność szybkości reakcji od temperatury. Temperaturowy współczynnik szybkości reakcji i jego cechy dla procesów biochemicznych. Energia aktywacji.

Kataliza jest jednorodna i niejednorodna. kataliza enzymatyczna. Równanie Michaelisa-Mentena.

równowaga chemiczna. Reakcje odwracalne i nieodwracalne.

Darowizna Mayo. Selekcja turystyczna. Opłata za miejsce postojowe dla pojazdów

Podatnicy є osoby fizyczne i prawne, w tym nierezydenci, jako є vysniks o \"aktach niezniszczalności życia.

Rolnictwo

Klasyfikacja roślin uprawnych według cech botanicznych i biologicznych. Kształtowanie struktury powierzchni zasiewów. Technologia rolnicza. Cechy biologiczne i botaniczne.

Podstawy virobnitsia. Praktyczna praca

Dzienniczek terminów dla studentów kierunku szkolnictwo zawodowe w specjalnościach 5.01010301 „Wykształcenie techniczne”. W książeczce pomocy prezentacji trzynastu typowych zadań praktycznych można wynieść wiedzę i różne aspekty podstawowego żywienia: życie, moc i sposoby przetwarzania materiałów.

Odpowiedzialność materialna za wtargnięcie na moje i osobę dopuszczającą się

Elementy i równe systemy bezpieczeństwa wstępu. Szef ochrony. Zabezpieczenia trybu dostępu. Ekstremalna psychologia.

Zajęcia z przedmiotu „Zakładanie robotów na komputerze PC” Na temat: Obiekty systemu operacyjnego Windows. Kijów 2015

Autor Chemical Encyclopedia b.b. N.S. Zefirow

STAN STANDARDOWY w termodynamice chemicznej stan układu wybrany jako stan odniesienia przy ocenie wielkości termodynamicznych. Należy wybrać STAN STANDARDOWY str. ze względu na fakt, że w ramach termodynamiki chemicznej nie można obliczyć abs. wartości energii Gibbsa, potencjałów chemicznych, entalpii i innych wielkości termodynamicznych dla danej substancji; rozliczenie jest możliwe tylko w relacji. wartości tych wartości w tym stanie w porównaniu z ich wartością w STANIE STANDARDOWYM c.

STAN STANDARDOWY str. wybierz ze względu na wygodę obliczeń; może się zmieniać podczas przechodzenia od jednego zadania do drugiego. Wartości wielkości termodynamicznych w WARUNKACH STANDARDOWYCH p. nazywane są standardowymi i zwykle oznaczane są od zera wzwyż. indeks, np. G 0 , H 0 , m 0 - odpowiednio standardowa energia Gibbsa, entalpia, potencjał chemiczny substancji. Dla reakcji chemicznej D G 0 , D H 0 , D S 0 są równe odpowiednio zmianom G 0 , H 0 i S 0 układu reagującego w procesie przejścia od substancji początkowych do STANU STANDARDOWEGO c. do produktów reakcji w STANIE STANDARDOWYM c.

STAN STANDARDOWY str. scharakteryzowane przez warunki standardowe: ciśnienie p 0, temperatura T 0, skład (ułamek molowy x 0). Komisja IUPAC ds. Termodynamiki określiła (1975) jako główny STAN STANDARDOWY s. dla wszystkich substancji gazowych czysta substancja (x 0 \u003d 1) w stanie gazu doskonałego o ciśnieniu p 0 \u003d 1 atm (1,01 · 10 5 Pa) dla dowolnego ustalonego. temperatura. W przypadku substancji stałych i ciekłych podstawowy STAN STANDARDOWY c. to stan czystej (x 0 \u003d 1) substancji pod ciśnieniem zewnętrznym p 0 \u003d 1 atm. Do definicji STAN STANDARDOWY str. IUPAC T 0 nie jest uwzględniony, chociaż często mówi się o standardowej temperaturze 298,15 K.

Mn. gazy pod ciśnieniem 1 atm nie mogą być uważane za gaz doskonały. STAN STANDARDOWY str. w tych przypadkach nie rzeczywiste, ale niektóre hipotetyczne. państwo. Podobne do sztuki. wybierz STAN STANDARDOWY str. ze względu na prostotę obliczeń funkcji termodynamicznych dla gazu doskonałego.

W przypadku procesu tworzenia związku chemicznego z prostych substancji w podręcznikach termodynamicznych podane są standardowe energie Gibbsa, entalpie i entropie.

Do wyznaczenia tych wielkości wybiera się pewne proste substancje, dla których z definicji spełnione są następujące warunki: = 0, = 0, = 0. Jako STAN STANDARDOWY c. dla substancji prostych przyjmuje się stabilną fazę i stan chemiczny pierwiastka w danej temperaturze. Ten stan nie zawsze pokrywa się z naturalnym; czyli STAN STANDARDOWY str. prosta substancja fluor we wszystkich temperaturach jest czystym gazem idealnym pod ciśnieniem 1 atm, składającym się z cząsteczek F 2; w tym przypadku dysocjacja F2 na atomy nie jest brana pod uwagę. STAN STANDARDOWY str. może być różny w różnych zakresach temperatur. Dla Na przykład w zakresie od 0 do T pl (370,86 K) STANDARD STATE s. prosta substancja - czysty metal. Na przy 1 atm; w zakresie od T pl do T kip (1156,15 K) - czysty ciekły Na pod ciśnieniem 1 atm; powyżej 1156,15 K jest gazem doskonałym pod ciśnieniem 1 atm, składającym się wyłącznie z atomów Na. Tak więc standardowa entalpia tworzenia stałego NaF poniżej 370,86 K odpowiada zmianie entalpii w reakcji Na (tv) + 1/2 F 2 = = NaF (tv) oraz w zakresie 370,86-1156,15 K odpowiada zmianie entalpii w reakcji Na (ciecz) + 1/2 F 2 = NaF (TB).

STAN STANDARDOWY str. wprowadza się jon do roztworu wodnego, aby umożliwić przekształcenie wyznaczonych eksperymentalnie entalpii rozpuszczania D aq H 0 (H 2 O) w entalpię tworzenia związku chemicznego. Tak więc, jeśli znana jest standardowa entalpia rozpuszczania w wodzie KCl i D H 0 arr [K + , roztwór] i [Cl - , roztwór] - odpowiednio, entalpia tworzenia jonów K + i Cl w STANIE STANDARDOWYM s. w roztworze wodnym standardową entalpię tworzenia KCl można obliczyć za pomocą równania: [KCl, TV] = = - D aq H 0 (H 2 0) + [K +, roztwór] + [Cl -, roztwór ].

W STANIE STANDARDOWYM p. jon w roztworze wodnym, zgodnie z zaleceniami IUPAC, stan tego jonu należy przyjąć hipotetycznie. jednomolowy roztwór wodny, w którym entalpia danego jonu jest równa jego entalpii w nieskończenie rozcieńczonym roztworze. Dodatkowo przyjmuje się, że entalpia tworzenia jonu H+ w STANIE STANDARDOWYM c., tj. [H + , roztwór, H2O] wynosi zero. W rezultacie możliwe staje się uzyskanie względnych standardowych entalpii tworzenia innych jonów w roztworze na podstawie najbardziej wiarygodnych (kluczowych) wartości entalpii tworzenia związków chemicznych. Z kolei otrzymane wartości entalpii tworzenia jonów w roztworze służą do wyznaczania nieznanych entalpii tworzenia związku chemicznego w przypadkach, gdy mierzone są standardowe entalpie rozpuszczania.

STAN STANDARDOWY str. składników układów dwu- i wieloskładnikowych wprowadza się jako stan odniesienia przy obliczaniu aktywności termodynamicznych, energii Gibbsa, entalpii, entropii mieszania (ostatnie trzy wartości w STANIE STANDARDOWYM s. są równe zeru). Możliwy jest tak zwany symetryczny wybór STANDARD STATE s., w którym jako STANDARD STATE s. komponent wykorzystuje swoje podstawowe WARUNKI STANDARDOWE, określone zgodnie z IUPAC. Jeżeli układ wieloskładnikowy jest płynny, to jako STAN STANDARDOWY c. składników przyjmuje się ich stan ciekły. Alternatywą jest antysymetryczny wybór STANDARDOWEGO STANU s., gdzie rozpuszczalnik jest przechowywany STANDARDOWY STAN s. wybrany zgodnie z zaleceniami IUPAC, a dla substancji rozpuszczonej A jako STAN STANDARDOWY s. wybiera się jego stan w roztworze o jednostkowym stężeniu, który ma właściwości nieskończenie rozcieńczonego roztworu. Wybierz STAN STANDARDOWY str. w tym przypadku wiąże się z określonym stężeniem. skala (ułamek molowy, molowość, molalność). Selekcja antysymetryczna STAN STANDARDOWY p. przydatne w przypadkach, gdy substancja rozpuszczona nie występuje w fazie w czystej postaci (na przykład HCl nie występuje jako ciecz w temperaturze pokojowej).

Pojęcie STAN STANDARDOWY str. wprowadzony na początku przez G. Lewisa. XX wiek

Literatura: Lewis J., Randall M., Chemical thermodynamics, przeł. z angielskiego, M., 1936; Belousov V.P., Panov M.Yu., Termodynamika wodnych roztworów nieelektrolitów, L., 1983: Voronin G.F., Podstawy termodynamiki, M., 1987, s. 91, 98, 100. M.V. Korobow.

Encyklopedia chemiczna. Tom 4 >>

Konwencjonalnie akceptowane stany poszczególnych substancji i składników roztworów w szacowaniu wielkości termodynamicznych .

Konieczność wprowadzenia „stanów standardowych” wynika z faktu, że prawa termodynamiki nie opisują dokładnie zachowania się rzeczywistych substancji, gdy ciśnienie lub stężenie służy jako charakterystyka ilościowa. Stany standardowe są wybierane ze względu na wygodę obliczeń i mogą się zmieniać przy przechodzeniu od jednego problemu do drugiego.

W stanach standardowych wartości wielkości termodynamicznych nazywane są „standardowymi” i oznaczane przez zero w indeksie górnym, na przykład: G 0, H 0, m 0 to odpowiednio standardowa energia Gibbsa, entalpia, potencjał chemiczny substancji. Zamiast ciśnienia w równaniach termodynamicznych dla gazów i roztworów doskonałych stosuje się lotność (lotność), a zamiast stężenia aktywność.

Standardowe stany IUPAC

Komisja Termodynamiki Międzynarodowej Unii Chemii Czystej i Stosowanej (IUPAC) określiła, że ​​stan standardowy to stan układu konwencjonalnie wybranego jako standard do porównania. Komisja zaproponowała następujące standardowe stany substancji:

• Dla fazy gazowej jest to (zakładany) stan chemicznie czystej substancji w fazie gazowej przy ciśnieniu normalnym 100 kPa (przed 1982 r., 1 atmosfera normalna, 101 325 Pa, 760 mmHg), co sugeruje obecność właściwości gaz idealny.
• Dla czystej fazy, mieszaniny lub rozpuszczalnika w stanie skupienia ciekłym lub stałym jest to stan chemicznie czystej substancji w fazie ciekłej lub stałej pod ciśnieniem normalnym.
• W przypadku roztworu jest to (zakładany) stan substancji rozpuszczonej przy standardowej molarności 1 mol/kg, pod standardowym ciśnieniem lub w standardowym stężeniu, przy założeniu, że roztwór jest rozcieńczony bez ograniczeń.
• W przypadku substancji chemicznie czystej jest to substancja w dobrze określonym stanie skupienia pod dobrze określonym, ale arbitralnym ciśnieniem standardowym.

Definicja stanu standardowego IUPAC nie obejmuje temperatury standardowej, chociaż często mówi się o temperaturze standardowej, która wynosi 25 ° C (298,15 K).