standardet termodinamike. Elementet e termodinamikës kimike dhe kinetikës Gjendja standarde e materies

24.11.202227.05.2017

Funksionet kryesore termodinamike të përdorura në llogaritjet metalurgjike janë energjia e brendshme ju, entalpi H, entropia S, si dhe kombinimet e tyre më të rëndësishme: izobarike-izotermike G = H - TS dhe izokorik-izotermike F=U-TS potenciale, potencial i reduktuar F \u003d -G / T.

Sipas teoremës së Nernst-it për entropia pika e referencës natyrore është zero gradë në shkallën Kelvin, në të cilën entropitë e substancave kristalore janë të barabarta me zero. Prandaj, nga pikëpamja formale, në parim, gjithmonë mund të matet ose të llogaritet vlera absolute e entropisë dhe të përdoret për vlerësime sasiore termodinamike. Kjo do të thotë, entropia nuk paraqet ndonjë vështirësi në praktikën e kryerjes së llogaritjeve numerike termodinamike.

Dhe këtu energjia e brendshme nuk ka origjinë natyrore dhe vlera e tij absolute thjesht nuk ekziston. E njëjta gjë është e vërtetë për të gjitha funksionet ose potencialet e tjera termodinamike, sepse ato lidhen në mënyrë lineare me energjinë e brendshme:

H = U + PV;

F = U - TS;

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

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

Prandaj, vlerat U, H, F, G Dhe F sistemi termodinamik për shkak të pasigurisë së pikës së referencës mund të vendoset vetëm deri në konstante. Ky fakt nuk çon në komplikime thelbësore, sepse për zgjidhjen e të gjitha problemeve të aplikuara mjafton të dishndryshim sasive funksionet termodinamike gjatë ndryshimit të temperaturës, presionit, vëllimit, gjatë kalimit të transformimeve fazore dhe kimike.

Por, për të qenë në gjendje të kryheshin llogaritjet reale, ishte e nevojshme të miratoheshin disa marrëveshje (standarde) për zgjedhjen e paqartë të konstantave të caktuara dhe të vendoseshin rregulla uniforme për llogaritjen e vlerave fillestare të funksioneve termodinamike për të gjitha substancat që gjenden në natyrë. Për shkak të varësisë lineare të funksioneve termodinamike H, F, G, F nga energjia e brendshme U Kjo mjaft bëni vetëm për një nga këto funksione. ishte e vërtetë origjinën e unifikuar të vleraveentalpi . E bëri atë duke i dhënë vlerë zero entalpive të substancave të caktuara në gjendje të caktuara në kushte fizike të specifikuara saktësisht, që mbajnë emrin substanca standarde, kushte standarde Dhe shtetet standarde.

Më poshtë është grupi më i zakonshëm i konventave në diskutim, siç rekomandohet nga Komisioni Ndërkombëtar për Termodinamikën e Unionit Ndërkombëtar të Kimisë së Pastër dhe të Aplikuar (IUPAC). Ky grup mund të quhet standardet termodinamike, siç është vërtetuar praktikisht në literaturën moderne mbi termodinamikën kimike.

Kushtet standarde

Sipas teoremës së Nernst-it, për entropinë, pika e referencës natyrore, ose temperatura standarde natyrore, është zero gradë në shkallën Kelvin, në të cilën entropitë e substancave janë zero. Në disa libra referimi, të botuar kryesisht në BRSS, temperatura standarde është 0 K. Pavarësisht logjikës së madhe nga pikëpamja fizike dhe matematikore, kjo temperaturë nuk përdoret gjerësisht si standard. Kjo për faktin se në temperatura të ulëta varësia e kapacitetit të nxehtësisë nga temperatura është shumë komplekse dhe nuk është e mundur të përdoren përafrime mjaftueshëm të thjeshta polinomiale për të.

Kushtet fizike standarde korrespondojnë me një presion prej 1 atm(1 atmosferë fizike = 1,01325 bar)dhe temperatura 298.15 K(25° ME). Besohet se kushte të tilla janë më në përputhje me kushtet aktuale fizike në laboratorët kimikë në të cilët kryhen matjet termokimike.

Substancat standarde

Në natyrë, të gjitha substancat e izoluara, të pavarura, të quajtura në termodinamikë individuale , përbëhen nga elementë të pastër të tabelës së D.I. Mendeleev, ose përftohen nga reaksionet kimike ndërmjet tyre. Kjo është arsyeja pse gjendje e mjaftueshme për të vendosur një kornizë referimi për sasitë termodinamike është zgjedhja e entalpive vetëm për elementët kimikë si substanca të thjeshta. Është pranuar që Entalpitë e të gjithë elementëve në gjendjet e tyre standarde janë zero në kushte standarde – temperaturës dhe presionit. Prandaj quhen edhe elementet kimike në termodinamikë substanca standarde.

Të gjitha substancat e tjera konsiderohen si komponime të përftuara nga reaksionet kimike ndërmjet substancave standarde (elementet kimike në gjendje standarde) quhen " substancave individuale ". Pika e nisjes për entalpitë për komponimet kimike (si dhe për elementet në gjendje jo standarde) është vlera e entalpisë së reaksionit të formimit të tyre nga substancat standarde, sikur të kryhet në kushte standarde.Në fakt, sigurisht. , efekti termik (entalpia) i reaksionit përcaktohet eksperimentalisht në kushte reale, dhe më pas rillogaritet në kushte standarde. Kjo vlerë merret si entalpi standarde e formimit komponim kimik si substancë individuale.

Në llogaritjet praktike, duhet të mbahet mend se në termokimi sa më poshtë pranohet si standard rregulli i shenjës për të karakterizuar entalpinë. Nëse gjatë formimit të një përbërjeje kimike ngroh bie në sy, zgjidhet shenja ” minus” - nxehtësia humbet në sistem gjatë procesit izotermik. Nëse nevojitet nxehtësia për të formuar një përbërje kimike absorbohet, zgjidhet shenja ” plus” - ngrohje i furnizohet sistemit nga mjedisi për të ruajtur izotermalitetin.

Shtetet standarde

Për një gjendje të tillë zgjidhet gjendja e ekuilibrit, d.m.th. më të qëndrueshme forma e ekzistencës (gjendja agregate, forma molekulare) element kimik në kushte standarde Për shembull, këto janë elementë në gjendje të ngurtë - plumbi,  karboni në formë grafiti, në lëng - merkur dhe brom, molekula diatomike të azotit të gaztë ose klorit, gazeve fisnike monoatomike etj.

Shënim standard

Për të treguar çdo veti termodinamike të llogaritur në presion standard nga një vlerë standarde dhe për këtë arsye quhet pronë standarde, përdoret indeksi i sipërm djathtas 0 (zero) i karakterit. Që prona është numëruar mbrapsht nga standardi i zgjedhur, i treguar me shenjën “” përpara simbolit algjebrik të funksionit termodinamik. Temperatura që korrespondon me vlerën e funksionit shpesh jepet si nënshkrim i duhur. Për shembull, entalpi standarde substanca në 298.15 K shënohet si

Entalpitë standarde të substancave individuale merren si nxehtësi të formimit të tyre nga reaksionet kimike nga substancat standarde në gjendje standarde. Prandaj, funksionet termodinamike nganjëherë shënohen duke përdorur indeksin f(nga anglishtja formimi- arsimimi):

Ndryshe nga entalpia, për entropinë vlera e saj absolute llogaritet në çdo temperaturë. Prandaj, nuk ka asnjë shenjë "" në përcaktimin e entropisë:
entropia standarde substanca në 298.15 K, entropia standarde në temperaturë T.

Vetitë standarde të substancave në kushte standarde, d.m.th. funksionet standarde termodinamike të përmbledhura në tabela të sasive termokimike dhe të publikuara si doracakë të sasive termokimike të substancave të veçanta.

Proceset izobarike hasen më shpesh në realitet, pasi proceset teknologjike priren të kryhen në pajisje që komunikojnë me atmosferën. Prandaj, librat e referencës së të dhënave termokimike në pjesën më të madhe përmbajnë, si të nevojshme dhe të mjaftueshme informacion për llogaritjen e çdo funksioni termodinamik, sasie

Nëse dihen vlerat e entropisë absolute standarde dhe entalpisë së formimit, si dhe varësia e kapacitetit të nxehtësisë nga temperatura, është e mundur të llogariten vlerat ose ndryshimet në vlerat e të gjitha funksioneve të tjera termodinamike.

Për një kohë të gjatë, fizikanët dhe përfaqësuesit e shkencave të tjera kishin një mënyrë për të përshkruar atë që vëzhgonin gjatë eksperimenteve të tyre. Mungesa e konsensusit dhe prania e një numri të madh termash të nxjerra “nga bluja” solli konfuzion dhe keqkuptime mes kolegëve. Me kalimin e kohës, çdo degë e fizikës fitoi përkufizimet e saj të përcaktuara dhe njësitë e matjes. Kështu u shfaqën parametrat termodinamikë, të cilët shpjegojnë shumicën e ndryshimeve makroskopike në sistem.

Përkufizimi

Parametrat e gjendjes, ose parametrat termodinamikë, janë një seri madhësish fizike që, të gjitha së bashku dhe secila veç e veç, mund të karakterizojnë sistemin e vëzhguar. Këto përfshijnë koncepte të tilla si:

temperatura dhe presioni;
përqendrimi, induksioni magnetik;
entropia;
entalpi;
Energjitë e Gibbs dhe Helmholtz dhe shumë të tjera.

Ka parametra intensivë dhe të gjerë. Të gjera janë ato që varen drejtpërdrejt nga masa e sistemit termodinamik dhe intensive janë ato që përcaktohen me kritere të tjera. Jo të gjithë parametrat janë njësoj të pavarur, prandaj, për të llogaritur gjendjen e ekuilibrit të sistemit, është e nevojshme të përcaktohen disa parametra menjëherë.

Përveç kësaj, ka disa mosmarrëveshje terminologjike midis fizikantëve. E njëjta karakteristikë fizike mund të quhet nga autorë të ndryshëm ose një proces, ose një koordinatë, ose një sasi, ose një parametër, ose edhe thjesht një veti. E gjitha varet nga përmbajtja në të cilën shkencëtari e përdor atë. Por në disa raste ka rekomandime të standardizuara që duhet t'u përmbahen hartuesve të dokumenteve, teksteve ose porosive.

Klasifikimi

Ekzistojnë disa klasifikime të parametrave termodinamikë. Pra, bazuar në paragrafin e parë, tashmë dihet se të gjitha sasitë mund të ndahen në:

i gjerë (aditiv) - substanca të tilla i binden ligjit të shtimit, domethënë vlera e tyre varet nga numri i përbërësve;
intensive - ato nuk varen nga sasia e substancës që është marrë për reagimin, pasi ato janë të rreshtuara gjatë ndërveprimit.

Në bazë të kushteve në të cilat ndodhen substancat që përbëjnë sistemin, sasitë mund të ndahen në ato që përshkruajnë reaksionet fazore dhe reaksionet kimike. Përveç kësaj, reaktantët duhet të merren parasysh. Ato mund të jenë:

termomekanike;
termofizike;
termokimike.

Për më tepër, çdo sistem termodinamik kryen një funksion të caktuar, kështu që parametrat mund të karakterizojnë punën ose nxehtësinë e marrë si rezultat i reagimit, dhe gjithashtu ju lejojnë të llogaritni energjinë e nevojshme për të transferuar masën e grimcave.

Variablat e gjendjes

Gjendja e çdo sistemi, duke përfshirë termodinamikën, mund të përcaktohet nga një kombinim i vetive ose karakteristikave të tij. Të gjitha variablat që përcaktohen plotësisht vetëm në një moment të caktuar kohor dhe nuk varen nga mënyra se si saktësisht sistemi erdhi në këtë gjendje quhen parametra termodinamikë (variabla) të gjendjes ose funksioneve të gjendjes.

Sistemi konsiderohet i palëvizshëm nëse funksionet e ndryshueshme nuk ndryshojnë me kalimin e kohës. Një opsion është ekuilibri termodinamik. Çdo, qoftë edhe ndryshimi më i vogël në sistem, është tashmë një proces dhe mund të përmbajë nga një deri në disa parametra të ndryshueshëm të gjendjes termodinamike. Sekuenca në të cilën gjendjet e sistemit kalojnë vazhdimisht në njëra-tjetrën quhet "rruga e procesit".

Fatkeqësisht, ka ende konfuzion me termat, pasi e njëjta ndryshore mund të jetë edhe e pavarur dhe rezultat i shtimit të disa funksioneve të sistemit. Prandaj, termat si "funksioni i gjendjes", "parametri i gjendjes", "ndryshorja e gjendjes" mund të konsiderohen si sinonime.

Temperatura

Një nga parametrat e pavarur të gjendjes së një sistemi termodinamik është temperatura. Është një sasi që karakterizon sasinë e energjisë kinetike për njësi të grimcave në një sistem termodinamik në ekuilibër.

Nëse i qasemi përkufizimit të konceptit nga pikëpamja e termodinamikës, atëherë temperatura është një vlerë në proporcion të zhdrejtë me ndryshimin e entropisë pas shtimit të nxehtësisë (energjisë) në sistem. Kur sistemi është në ekuilibër, vlera e temperaturës është e njëjtë për të gjithë "pjesëmarrësit" e tij. Nëse ka një ndryshim në temperaturë, atëherë energjia lëshohet nga një trup më i nxehtë dhe absorbohet nga një trup më i ftohtë.

Ka sisteme termodinamike në të cilat, kur shtohet energjia, çrregullimi (entropia) nuk rritet, por, përkundrazi, zvogëlohet. Për më tepër, nëse një sistem i tillë ndërvepron me një trup, temperatura e të cilit është më e madhe se e tij, atëherë ai do t'i japë energjinë e tij kinetike këtij trupi, dhe jo anasjelltas (bazuar në ligjet e termodinamikës).

Presioni

Presioni është një sasi që karakterizon forcën që vepron në një trup pingul me sipërfaqen e tij. Për të llogaritur këtë parametër, është e nevojshme të ndahet e gjithë sasia e forcës me sipërfaqen e objektit. Njësitë e kësaj force do të jenë paskale.

Në rastin e parametrave termodinamikë, gazi zë të gjithë vëllimin e disponueshëm për të dhe, përveç kësaj, molekulat që e përbëjnë atë lëvizin vazhdimisht në mënyrë të rastësishme dhe përplasen me njëra-tjetrën dhe me enën në të cilën ndodhen. Janë këto ndikime që përcaktojnë presionin e substancës në muret e enës ose në trupin që vendoset në gaz. Forca përhapet në të gjitha drejtimet në mënyrë të barabartë pikërisht për shkak të lëvizjes së paparashikueshme të molekulave. Për të rritur presionin, është e nevojshme të rritet temperatura e sistemit, dhe anasjelltas.

Energjia e brendshme

Parametrat kryesorë termodinamikë që varen nga masa e sistemit përfshijnë energjinë e brendshme. Ai përbëhet nga energjia kinetike për shkak të lëvizjes së molekulave të një substance, si dhe nga energjia potenciale që shfaqet kur molekulat ndërveprojnë me njëra-tjetrën.

Ky parametër është i paqartë. Kjo do të thotë, vlera e energjisë së brendshme është konstante sa herë që sistemi është në gjendjen e dëshiruar, pavarësisht se si është arritur ai (gjendja).

Është e pamundur të ndryshosh energjinë e brendshme. Është shuma e nxehtësisë së lëshuar nga sistemi dhe punës që prodhon. Për disa procese, merren parasysh parametra të tjerë, si temperatura, entropia, presioni, potenciali dhe numri i molekulave.

Entropia

Ligji i dytë i termodinamikës thotë se entropia nuk zvogëlohet. Një formulim tjetër postulon se energjia nuk kalon kurrë nga një trup me temperaturë më të ulët në një trup më të nxehtë. Kjo, nga ana tjetër, mohon mundësinë e krijimit të një makine me lëvizje të përhershme, pasi është e pamundur të transferohet e gjithë energjia e disponueshme për trupin në punë.

Vetë koncepti i "entropisë" u fut në përdorim në mesin e shekullit të 19-të. Pastaj u perceptua si një ndryshim në sasinë e nxehtësisë në temperaturën e sistemit. Por një përkufizim i tillë vlen vetëm për proceset që janë vazhdimisht në një gjendje ekuilibri. Nga kjo mund të nxjerrim përfundimin e mëposhtëm: nëse temperatura e trupave që përbëjnë sistemin priret në zero, atëherë entropia do të jetë e barabartë me zero.

Entropia si një parametër termodinamik i gjendjes së një gazi përdoret si një tregues i masës së rastësisë, rastësisë së lëvizjes së grimcave. Përdoret për të përcaktuar shpërndarjen e molekulave në një zonë dhe enë të caktuar, ose për të llogaritur forcën elektromagnetike të bashkëveprimit midis joneve të një substance.

Entalpia

Entalpia është energjia që mund të shndërrohet në nxehtësi (ose punë) me presion konstant. Ky është potenciali i një sistemi që është në gjendje ekuilibri, nëse studiuesi njeh nivelin e entropisë, numrin e molekulave dhe presionin.

Nëse tregohet parametri termodinamik i një gazi ideal, në vend të entalpisë përdoret formulimi "energjia e sistemit të zgjeruar". Për ta bërë më të lehtë shpjegimin e kësaj vlere për veten tonë, mund të imagjinojmë një enë të mbushur me gaz, e cila është e ngjeshur në mënyrë uniforme nga një piston (për shembull, një motor me djegie të brendshme). Në këtë rast, entalpia do të jetë e barabartë jo vetëm me energjinë e brendshme të substancës, por edhe me punën që duhet bërë për ta sjellë sistemin në gjendjen e kërkuar. Ndryshimi i këtij parametri varet vetëm nga gjendja fillestare dhe përfundimtare e sistemit dhe mënyra se si do të merret nuk ka rëndësi.

Energjia e Gibbs

Parametrat dhe proceset termodinamike, në pjesën më të madhe, lidhen me potencialin energjetik të substancave që përbëjnë sistemin. Kështu, energjia e Gibbs-it është ekuivalenti i energjisë totale kimike të sistemit. Ai tregon se çfarë ndryshimesh do të ndodhin gjatë reaksioneve kimike dhe nëse substancat do të ndërveprojnë fare.

Ndryshimi në sasinë e energjisë dhe temperaturës së sistemit gjatë rrjedhës së reaksionit ndikon në koncepte të tilla si entalpia dhe entropia. Dallimi midis këtyre dy parametrave do të quhet energjia Gibbs ose potenciali izobarik-izotermik.

Vlera minimale e kësaj energjie vërehet nëse sistemi është në ekuilibër dhe presioni, temperatura dhe sasia e lëndës mbeten të pandryshuara.

Energjia e Helmholcit

Energjia Helmholtz (sipas burimeve të tjera - thjesht energji e lirë) është sasia potenciale e energjisë që do të humbet nga sistemi kur ndërvepron me trupat që nuk janë pjesë e tij.

Koncepti i energjisë së lirë të Helmholtz-it përdoret shpesh për të përcaktuar se çfarë pune maksimale mund të kryejë një sistem, domethënë sa nxehtësi lirohet kur substancat ndryshojnë nga një gjendje në tjetrën.

Nëse sistemi është në ekuilibër termodinamik (d.m.th., ai nuk bën asnjë punë), atëherë niveli i energjisë së lirë është në minimum. Kjo do të thotë se ndryshimet në parametrat e tjerë, si temperatura, presioni dhe numri i grimcave, gjithashtu nuk ndodhin.

ELEMENTET E TERMODINAMIKËS DHE KINETIKËS KIMIKE

Sistemet termodinamike: përcaktimi, klasifikimi i sistemeve (të izoluara, të mbyllura, të hapura) dhe proceset (izotermike, izobarike, izokorike). Gjendja standarde.

Termodinamika -është shkencë studimi i ligjeve të përgjithshme të rrjedhës së proceseve të shoqëruara me çlirimin, thithjen dhe transformimin e energjisë.

Termodinamika kimike studion transformimet e ndërsjella të energjisë kimike dhe formave të tjera të saj - termike, të lehta, elektrike, etj., Përcakton ligjet sasiore të këtyre tranzicioneve, dhe gjithashtu ju lejon të parashikoni qëndrueshmërinë e substancave në kushte të caktuara dhe aftësinë e tyre për të hyrë në kimikate të caktuara. reagimet. Termokimia, e cila është një degë e termodinamikës kimike, studion efektet termike të reaksioneve kimike.

Objekti i shqyrtimit termodinamik quhet një sistem termodinamik ose thjesht një sistem.

Sistemi - çdo objekt i natyrës, i përbërë nga një numër i madh molekulash (njësi strukturore) dhe i ndarë nga objektet e tjera të natyrës nga një sipërfaqe kufitare reale ose imagjinare (ndërfaqe).

Gjendja e sistemit është një grup i vetive të sistemit që lejojnë përcaktimin e sistemit nga pikëpamja e termodinamikës.

Llojet e sistemeve termodinamike:

I. Nga natyra e shkëmbimit të materies dhe energjisë me mjedisin:

Sistemi i izoluar - nuk shkëmben lëndën ose energjinë me mjedisin (Δm = 0; ΔE = 0) - termos, enë Dewar.

I izoluar adiabatikisht - Është e pamundur të shkëmbehet energjia termike me mjedisin e jashtëm, shkëmbimi i materies është i mundur.

2. Sistemi i mbyllur - nuk këmbehet me mjedisin si substancë, por mund të shkëmbejë energji (balonë e mbyllur me reagentë).

3. Sistemi i hapur - mund të shkëmbejë si lëndën ashtu edhe energjinë me mjedisin (trupin e njeriut).

I njëjti sistem mund të jetë në gjendje të ndryshme. Çdo gjendje e sistemit karakterizohet nga një grup i caktuar vlerash të parametrave termodinamikë. Parametrat termodinamikë përfshijnë temperaturën, presionin, densitetin, përqendrimin, etj. Një ndryshim në të paktën një parametër termodinamik çon në një ndryshim në gjendjen e sistemit në tërësi. Nëse parametrat termodinamikë janë konstant në të gjitha pikat e sistemit (vëllimi), gjendja termodinamike e sistemit quhet ekuilibër.

II. Sipas gjendjes së grumbullimit:

1. Homogjene - mungesa e ndryshimeve të mprehta në vetitë fizike dhe kimike gjatë kalimit nga një zonë e sistemit në tjetrën (ato përbëhen nga një fazë).

2. Heterogjene - dy ose më shumë sisteme homogjene në një (përbëhet nga dy ose më shumë faza).

Një fazë është një pjesë e një sistemi që është homogjen në të gjitha pikat në përbërje dhe veti dhe është i ndarë nga pjesët e tjera të sistemit nga një ndërfaqe. Një shembull i një sistemi homogjen është një zgjidhje ujore. Por nëse tretësira është e ngopur dhe ka kristale kripe në fund të enës, atëherë sistemi në shqyrtim është heterogjen (ekziston një kufi fazor). Uji i thjeshtë është një shembull tjetër i një sistemi homogjen, por uji me akull që lundron në të është një sistem heterogjen.

Tranzicioni i fazës - transformimet fazore (shkrirja e akullit, vlimi i ujit).

Procesi termodinamik- tranzicioni sistemi termodinamik nga një shtet në tjetrin, që shoqërohet gjithmonë me shkelje ekuilibri sistemeve.

Për shembull, për të zvogëluar vëllimin e gazit që përmban një enë, duhet të lëvizni pistonin. Në këtë rast, gazi do të kompresohet dhe, para së gjithash, presioni i gazit pranë pistonit do të rritet - ekuilibri do të prishet. Çekuilibri do të jetë sa më i madh, aq më shpejt lëviz pistoni. Nëse pistoni lëviz shumë ngadalë, atëherë ekuilibri prishet pak dhe presioni në pika të ndryshme ndryshon pak nga vlera e ekuilibrit që korrespondon me një vëllim të caktuar gazi. Në kufirin me ngjeshje pafundësisht të ngadaltë, presioni i gazit do të ketë një vlerë të caktuar në çdo moment të kohës. Rrjedhimisht, gjendja e gazit do të jetë gjithmonë në ekuilibër, kështu që një proces pafundësisht i ngadalshëm do të përbëhet nga një sekuencë gjendjesh ekuilibri. Një proces i tillë quhet ekuilibër ose pothuajse statik.

Procesi pafundësisht i ngadalshëm është një abstraksion. Në praktikë, një proces mund të konsiderohet pothuajse statik nëse vazhdon aq ngadalë sa devijimet e vlerave të parametrave nga vlerat e ekuilibrit janë të papërfillshme. Kur ndryshoni drejtimin e procesit të ekuilibrit (për shembull, zëvendësimi i kompresimit të gazit me zgjerim), sistemi do të kalojë nëpër të njëjtat gjendje ekuilibri si në rrjedhën e përparme, por në rend të kundërt. Prandaj quhen edhe proceset e ekuilibrit e kthyeshme. Quhet procesi me të cilin një sistem kthehet në gjendjen e tij origjinale pas një sërë ndryshimesh proces apo cikël rrethor. Konceptet e një gjendje ekuilibri dhe një procesi të kthyeshëm luajnë një rol të rëndësishëm në termodinamikë. Të gjitha përfundimet sasiore të termodinamikës janë të zbatueshme vetëm për gjendjet e ekuilibrit dhe proceset e kthyeshme.

Klasifikimi i proceseve termodinamike:

Izotermike - temperaturë konstante - T= konst

Izobarike - presion konstant - fq= konst

Izokorik - vëllim konstant - V= konst

Adiabatike - nuk ka shkëmbim nxehtësie midis sistemit dhe mjedisit - d P=0

gjendje standarde- V termodinamika kimike gjendjet e pranuara me kusht të substancave individuale dhe përbërësve të tretësirave në vlerësim sasitë termodinamike.

Nevoja për të prezantuar "gjendjet standarde" është për faktin se ligjet termodinamike nuk përshkruajnë saktë sjelljen e substancave reale kur karakteristika sasiore është presioni ose përqendrimi. Gjendjet standarde zgjidhen për arsye të lehtësisë së llogaritjeve dhe ato mund të ndryshojnë kur kalojnë nga një problem në tjetrin.

Në gjendjet standarde, vlerat e sasive termodinamike quhen "standarde" dhe shënohen me zero në mbishkrimin, për shembull: G0, H0, m0 janë përkatësisht standarde. Energjia e Gibbs, entalpi, potencial kimik substancave. Në vend të presionit ekuacionet termodinamike Për gazet ideale dhe zgjidhjet përdorin paqëndrueshmëri, dhe në vend të përqendrimit - aktivitet.

Komisioni për Termodinamikën bashkimi ndërkombëtar i kimisë teorike dhe të aplikuar(IUPAC) ka përcaktuar një gjendje standarde si gjendjen e një sistemi të zgjedhur me kusht si standard për krahasim. Komisioni propozoi gjendjet standarde të mëposhtme të substancave:

Për fazën e gazit, kjo është gjendja (e supozuar). substancë e pastër kimikisht në fazën e gazit në një presion standard prej 100 kPa (para 1982 - 1 atmosferë standarde, 101,325 Pa, 760 mmHg), që nënkupton praninë e vetive gaz ideal.

Për fazë të pastër, përzierje ose tretës në lëng ose të ngurtë gjendja e grumbullimit- Kjo është gjendja e një lënde kimikisht të pastër në një fazë të lëngshme ose të ngurtë nën presion standard.

Për një tretësirë, kjo është gjendja (e supozuar) e substancës së tretur me standardin molaliteti 1 mol/kg, nën presion standard ose përqendrim standard, bazuar në kushtet që tretësira të jetë e holluar pafundësisht.

Për një substancë kimikisht të pastër, është një substancë në një gjendje grumbullimi të përcaktuar mirë nën një presion standard të përcaktuar mirë, por arbitrar.

Përkufizimi IUPAC për një gjendje standarde nuk përfshin një temperaturë standarde, megjithëse shpesh flitet për një temperaturë standarde, e cila është 25 °C (298.15 K).

7. Shpejtësia e reagimit: mesatare dhe e vërtetë. Ligji i masave aktive.

Sistemet termodinamike: përcaktimi, klasifikimi i sistemeve (të izoluara, të mbyllura, të hapura) dhe proceset (izotermike, izobarike, izokorike). Gjendja standarde.

Ne kemi bazën më të madhe të informacionit në RuNet, kështu që gjithmonë mund të gjeni pyetje të ngjashme

Varësia e shpejtësisë së reaksionit nga përqendrimi. Molekulariteti i aktit elementar të reaksionit. Rendi i reagimit. Ekuacionet kinetike të reaksioneve të rendit të parë dhe zero. gjysem jete.

Varësia e shpejtësisë së reaksionit nga temperatura. Koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit dhe veçoritë e tij për proceset biokimike. Energjia e aktivizimit.

Kataliza është homogjene dhe heterogjene. kataliza enzimatike. Ekuacioni Michaelis-Menten.

bilanci kimik. Reaksione të kthyeshme dhe të pakthyeshme.

Donacion Mayo. Përzgjedhja turistike. Tarifa për një vend për parkimin e automjeteve

Tatimpaguesit є persona fizikë dhe juridikë, përfshirë jorezidentë, si є vysniks për "aktet e pashkatërrueshmërisë së jetës".

Bujqësia

Klasifikimi i kulturave sipas karakteristikave botanike dhe biologjike. Formimi i strukturës së sipërfaqeve të mbjella. Teknologji bujqësore. Veçoritë biologjike dhe botanike.

Bazat e virobnitsia. Punë praktike

Kreu i emërimeve për studentët në fushën e arsimit të punës në specialitete 5.01010301 "Arsimi teknologjik". Në librin e ndihmës të artikullit, trembëdhjetë detyra tipike praktike ju lejojnë të hiqni njohuritë dhe aspektet e ndryshme të të ushqyerit bazë: jetën, fuqinë dhe mënyrat e përpunimit të materialeve.

Përgjegjësia materiale për shkeljen ndaj minës dhe një personi të pranimit

Elementet dhe sistemet e barabarta të sigurisë së pranimit. shefi i sigurimit. Siguria e modalitetit të qasjes. Psikologji ekstreme.

Lëndë për lëndën “Themelimi i robotëve në PC” me temën: Objektet e sistemit operativ Windows. Kiev 2015

Autori Enciklopedia Kimike b.b. N.S.Zefirov

GJENDJA STANDARD në termodinamikën kimike, gjendja e një sistemi të zgjedhur si gjendje referimi kur vlerësohen sasitë termodinamike. Duhet të zgjidhni GJENDJA STANDARD f. për faktin se në kuadrin e termodinamikës kimike nuk mund të llogaritet abs. vlerat e energjive të Gibbs-it, potencialet kimike, entalpitë dhe sasitë e tjera termodinamike për një substancë të caktuar; zgjidhja është e mundur vetëm në relacion. vlerat e këtyre vlerave në këtë gjendje në krahasim me vlerën e tyre në GJENDJEN STANDARD c.

GJENDJA STANDARD f. zgjidhni për arsye të komoditetit të llogaritjeve; mund të ndryshojë kur lëviz nga një detyrë në tjetrën. Vlerat e sasive termodinamike në GJENDJEN STANDARD f. quhen standarde dhe zakonisht shënohen me zero lart. indeksi, për shembull G 0 , H 0 , m 0 - respektivisht, energjia standarde e Gibbs, entalpia, potenciali kimik i substancës. Për një reaksion kimik, D G 0 , D H 0 , D S 0 janë të barabarta me ndryshimet në G 0 , H 0 dhe S 0 të sistemit reagues, përkatësisht, në procesin e kalimit nga substancat fillestare në GJENDJEN STANDARD c. ndaj produkteve të reaksionit në GJENDJEN STANDARD c.

GJENDJA STANDARD f. karakterizohet nga kushtet standarde: presioni p 0, temperatura T 0, përbërja (fraksioni molar x 0). Komisioni IUPAC për Termodinamikën identifikoi (1975) si SHTETIN STANDARD kryesor f. për të gjitha substancat e gazta, një substancë e pastër (x 0 \u003d 1) në gjendjen e një gazi ideal me një presion p 0 \u003d 1 atm (1.01 10 5 Pa) për çdo fikse. temperatura. Për substancat e ngurta dhe të lëngëta, GJENDJA STANDARDE bazë c. është gjendja e një lënde të pastër (x 0 \u003d 1) nën presion të jashtëm p 0 \u003d 1 atm. Për përkufizimin GJENDJA STANDARD f. IUPAC T 0 nuk përfshihet, megjithëse shpesh flitet për një temperaturë standarde prej 298.15 K.

Mn. gazrat me presion prej 1 atm nuk mund të konsiderohen si gaz ideal. GJENDJA STANDARD f. në këto raste, jo reale, por disa hipotetike. shteti. Ngjashëm me artet. zgjidhni GJENDJA STANDARD f. për shkak të thjeshtësisë së llogaritjeve të funksioneve termodinamike për një gaz ideal.

Për procesin e formimit të një përbërjeje kimike nga substanca të thjeshta, energjitë standarde të Gibbs-it, entalpitë dhe entropitë janë dhënë në librat e referencës termodinamike.

Për përcaktimin e këtyre vlerave zgjidhen disa substanca të thjeshta, për të cilat sipas përkufizimit plotësohen këto kushte: = 0, =0, = 0. Si GJENDJE STANDARD c. për substanca të thjeshta, një fazë e qëndrueshme dhe gjendja kimike e elementit supozohet në një temperaturë të caktuar. Kjo gjendje nuk përkon gjithmonë me të natyrshmen; pra, GJENDJA STANDARD f. substanca e thjeshtë fluor në të gjitha temperaturat është një gaz i pastër ideal në 1 atm, i përbërë nga molekula F 2; në këtë rast, shpërbërja e F 2 në atome nuk merret parasysh. GJENDJA STANDARD f. mund të jenë të ndryshme në intervale të ndryshme temperaturash. Për Na, për shembull, në rangun nga 0 në T pl (370,86 K) STATETI STANDARD s. substancë e thjeshtë - metal i pastër. Na në 1 atm; në rangun nga T pl në T kip (1156.15 K) - Na lëng i pastër në 1 atm; mbi 1156.15 K është një gaz ideal në 1 atm, i përbërë vetëm nga atome Na. Pra, entalpia standarde e formimit të NaF të ngurtë nën 370,86 K korrespondon me një ndryshim në entalpinë në reaksionin Na (tv) + 1/2 F 2 = = NaF (tv), dhe në intervalin 370,86-1156,15 K korrespondon me një ndryshim të entalpive në reaksionin Na (lëng) + 1/2 F 2 = NaF (TB).

GJENDJA STANDARD f. një jon në një tretësirë ujore futet për të mundësuar që entalpitë e përcaktuara eksperimentalisht të tretjes D aq H 0 (H 2 O) të shndërrohen në entalpinë e formimit të një përbërjeje kimike. Pra, nëse dihet entalpia standarde e tretjes në ujë KCl dhe D H 0 arr [K + , tretësirë] dhe [Cl - , tretësirë] - përkatësisht, entalpia e formimit të joneve K + dhe Cl në GJENDJEN STANDARD s. në një tretësirë ujore, atëherë entalpia standarde e formimit të KCl mund të llogaritet me ekuacionin: [KCl, TV] = = - D aq H 0 (H 2 0) + [K +, tretësirë] + [Cl -, tretësirë ].

Si GJENDJA STANDARD f. joni në një tretësirë ujore, sipas rekomandimeve të IUPAC, merrni gjendjen e këtij joni në hipotetikë. një tretësirë ujore një molare në të cilën entalpia për jonin në fjalë është e barabartë me entalpinë e saj në një tretësirë pafundësisht të holluar. Përveç kësaj, supozohet se entalpia e formimit të jonit H + në GJENDJEN STANDARD c., d.m.th. [H + , tretësirë, H 2 O] është zero. Si rezultat, bëhet e mundur të merren entalpitë standarde relative të formimit të joneve të tjera në tretësirë bazuar në vlerat më të besueshme (kyçe) të entalpive të formimit të përbërjeve kimike. Nga ana tjetër, vlerat e marra të entalpive të formimit të joneve në tretësirë shërbejnë për të përcaktuar entalpitë e panjohura të formimit të një përbërjeje kimike në rastet kur maten entalpitë standarde të tretjes.

GJENDJA STANDARD f. komponentët e sistemeve me dy dhe shumë komponentë prezantohen si gjendje referimi kur llogariten aktivitetet termodinamike, energjitë e Gibbs, entalpitë, entropia e përzierjes (tre vlerat e fundit në SHTETIN STANDARD s. janë të barabarta me zero). Është e mundur e ashtuquajtura zgjedhja simetrike STANDARD STATE s., në të cilën si STANDARD STATE s. komponenti përdor GJENDJEN e tij bazë STANDARD, siç përcaktohet sipas IUPAC. Nëse sistemi me shumë komponentë është i lëngshëm, atëherë si GJENDJE STANDARD c. komponentëve, merret gjendja e tyre e lëngshme. Një alternativë është zgjedhja antisimetrike e GJENDJES STANDARD s., ku tretësi mbahet GJENDJA STANDARD s., e zgjedhur sipas rekomandimeve të IUPAC, dhe për lëndën e tretur A si GJENDJA STANDARD s. zgjidhet gjendja e tij në një tretësirë me përqendrim njësi, e cila ka vetitë e një tretësieje pafundësisht të holluar. Zgjidhni STATUS STANDARD f. në këtë rast shoqërohet me një përqendrim të caktuar. shkalla (fraksioni molar, molariteti, molaliteti). Zgjedhja antisimetrike GJENDJA STANDARD f. e dobishme në rastet kur substanca e tretur nuk ekziston në fazë në formën e saj të pastër (për shembull, HCl nuk ekziston si lëng në temperaturën e dhomës).

Koncepti GJENDJA STANDARD f. prezantuar nga G. Lewis në fillim. Shekulli 20

Literatura: Lewis J., Randall M., Chemical thermodynamics, trans. nga anglishtja, M., 1936; Belousov V.P., Panov M.Yu., Thermodynamics of aqueous solutions of non-electrolytes, L., 1983: Voronin G.F., Fundamentals of thermodynamics, M., 1987, f. 91, 98, 100. M.V. Korobov.

Enciklopedia kimike. Vëllimi 4 >>

Gjendjet e pranuara në mënyrë konvencionale të substancave individuale dhe përbërësve të tretësirës në vlerësimin e sasive termodinamike.

Nevoja për të prezantuar "gjendjet standarde" është për faktin se ligjet termodinamike nuk përshkruajnë saktë sjelljen e substancave reale kur presioni ose përqendrimi shërben si karakteristikë sasiore. Gjendjet standarde zgjidhen për arsye të lehtësisë së llogaritjeve dhe ato mund të ndryshojnë kur kalojnë nga një problem në tjetrin.

Në gjendjet standarde, vlerat e sasive termodinamike quhen "standarde" dhe shënohen me zero në mbishkrimin, për shembull: G 0, H 0, m 0 janë, përkatësisht, energjia standarde e Gibbs, entalpia, potenciali kimik. të substancës. Në vend të presionit në ekuacionet termodinamike për gazet dhe tretësirat ideale, përdoret fugaciteti (paqëndrueshmëria) dhe në vend të përqendrimit përdoret aktiviteti.

Gjendjet standarde të IUPAC

Komisioni për Termodinamikën e Unionit Ndërkombëtar të Kimisë së Pastër dhe të Aplikuar (IUPAC) ka përcaktuar se gjendja standarde është gjendja e një sistemi të zgjedhur në mënyrë konvencionale si standard për krahasim. Komisioni propozoi gjendjet standarde të mëposhtme të substancave:

Për fazën e gazit, është gjendja (e supozuar) e një substance kimikisht të pastër në fazën e gazit në një presion standard prej 100 kPa (para 1982, 1 atmosferë standarde, 101,325 Pa, 760 mmHg), që nënkupton praninë e vetive të një gaz ideal.
Për një fazë të pastër, përzierje ose tretës në një gjendje grumbullimi të lëngët ose të ngurtë, kjo është gjendja e një lënde kimikisht të pastër në një fazë të lëngshme ose të ngurtë nën presion standard.
Për një tretësirë, është gjendja (e supozuar) e substancës së tretur në një molalitet standard prej 1 mol/kg, nën presion standard ose përqendrim standard, duke supozuar se tretësira është e holluar në mënyrë të pakufizuar.
Për një substancë kimikisht të pastër, është një substancë në një gjendje grumbullimi të përcaktuar mirë nën një presion standard të përcaktuar mirë, por arbitrar.