Основними термодинамічними функціями, що використовуються у металургійних розрахунках, є внутрішня енергія U,ентальпія Н, ентропія S, а також їх найважливіші комбінації: ізобарно-ізотермічний G = Н - TSта ізохорно-ізотермічний F = U - TSпотенціали, наведений потенціал Ф = -G/Т.
Відповідно до теореми Нернста для ентропіїприродним початком відліку є нуль градусів за шкалою Кельвіна, коли він ентропії кристалічних речовин дорівнюють нулю. Тому з формальних позицій, у принципі, завжди можна виміряти чи розрахувати абсолютне значення ентропії та використовувати його для кількісних термодинамічних оцінок. Тобто, до практики виконання чисельних термодинамічних розрахунків ентропія жодних труднощів не вносить.
А от внутрішня енергіяне має природного початку відліку, та її абсолютного значення просто не існує. Це ж справедливо і для всіх інших термодинамічних функцій чи потенціалів, бо вони лінійно пов'язані із внутрішньою енергією:
Н = U + PV;
F = U – TS;
G = H - TS = U - TS + PV;
Ф= -G/T = S - H/T = S -(U+PV)/T.
Отже, значення U, H, F, Gі Фтермодинамічної системи через невизначеність початку відліку можна встановити лише з точністю до констант. Цей факт не призводить до важливих ускладнень, т.к. для вирішення всіх прикладних завдань достатньо знатизміна величинтермодинамічних функцій при зміні температури, тиску, об'єму, при проходженні фазових та хімічних перетворень.
Але для проведення реальних обчислень знадобилося прийняти певні домовленості (стандарти) про однозначний вибір деяких констант і встановити єдині правила розрахунку початкових значень термодинамічних функцій всім речовин, які у природі. Через лінійну залежність термодинамічних функцій H, F, G, Фвід внутрішньої енергії U це достатньозробити лише однією з цих функцій. Реально було уніфіковано початок відліку значеньентальпії . Зроблено це наданням нульового значення ентальпіям певних речовин у певних станах за точно обумовлених фізичних умов,які носять назву стандартних речовин, стандартних умові стандартних станів
Нижче наводиться найбільш поширений набір домовленостей, що обговорюються, рекомендований Міжнародною комісією з термодинаміки Міжнародного союзу з теоретичної та прикладної хімії (ІЮПАК). Цей набір може бути названий стандартами термодинамікиЯк практично встановився в сучасній літературі з хімічної термодинаміки.
Стандартні умови
Відповідно до теореми Нернста, для ентропії природним початком відліку, або природною стандартною температурою, є нуль градусів за шкалою Кельвіна, за якої ентропії речовин дорівнюють нулю. У деяких довідниках, виданих головним чином в СРСР, як стандартна і використовується температура 0 К. Незважаючи на велику логічність з фізичної та математичної точок зору, ця температура не набула широкого поширення як стандартна. Це з тим, що з низьких температурах залежність теплоємності від температури носить дуже складний характер, й у неї вдається використовувати досить прості полиномиальные апроксимації.
Стандартні фізичні умови відповідає тиску в 1 атм(1 фізична атмосфера = 1,01325 бар)та температурі 298,15 К(25° З). Вважається, що такі умови найбільше відповідають реальним фізичним умовам у хімічних лабораторіях, у яких проводяться термохімічні виміри.
Стандартні речовини
У природі всі відокремлені, самостійні речовини, які називаються в термодинаміці індивідуальними , складаються з чистих елементів таблиці Д.І.Менделєєва, або виходять за хімічними реакціями між ними. Тому достатньою умовоюдля встановлення системи відліку термодинамічних величин є вибір ентальпій тільки для хімічних елементів як найпростіших речовин. Прийнято, що ентальпії всіх елементів у їх стандартних станах дорівнюють нулю за стандартних умов – температурі та тиску. Тому хімічні елементи в термодинаміці називаються також стандартними речовинами.
Всі інші речовини розглядаються як сполуки, отримані за хімічними реакціями між стандартними речовинами (хімічними елементами в стандартному стані). Вони носять назву « індивідуальні речовини ». За початок відліку ентальпій для хімічних сполук (а також для елементів у нестандартних станах) береться значення ентальпії реакції їх утворення зі стандартних речовин, як би проведеної за стандартних умов. а потім перераховується на стандартні умови. Ця величина і приймається за стандартну ентальпію освіти хімічної сполуки як індивідуальної речовини.
При практичних розрахунках слід пам'ятати, що у термохімії за стандарт прийнято наступне правило знаків для характеристики ентальпії. Якщо при утворенні хімічної сполуки тепло виділяється, вибирається знак ” мінус” – тепло втрачається для системи під час ізотермічного проведення процесу. Якщо для утворення хімічної сполуки тепло поглинається, вибирається знак ” плюс” – тепло підводиться до системи із довкілля задля збереження ізотермічності.
Стандартні стани
За таке стан вибирається рівноважна, тобто. найбільш стабільнаформа існування (агрегатний стан, молекулярна форма) хімічного елемента при стандартних умовах Наприклад, це елементи у твердому стані – свинець, вуглець у формі графіту, в рідкому - ртуть і бром, двоатомні молекули газоподібних азоту або хлору, одноатомні благородні гази і т.п.
Стандартні позначення
Для позначення будь-якої термодинамічної властивості, що розраховується при стандартному тиску від стандартної величини стандартною властивістю, використовується верхній правий індекс 0 (нуль) у символу. Те, що властивість відраховується від вибраного стандарту, позначається значком “” перед символом алгебри термодинамічної функції. Температуру, якій відповідає значення функції, часто наводять у вигляді нижнього правого індексу. Наприклад, стандартна ентальпіяречовини при 298,15 К позначається як
За стандартні ентальпії індивідуальних речовин приймаються теплоти їх утворення з хімічних реакцій із стандартних речовин у стандартному стані. Тому термодинамічні функції іноді позначають із використанням індексу f(від англійської formation- освіта): 
На відміну від ентальпії для ентропії обчислюється її абсолютне значення за будь-якої температури. Тому у позначенні ентропії відсутня знак “”: 
стандартна ентропіяречовини при 298,15 К, 
стандартна ентропія при температурі Т.
Стандартні властивості речовин за стандартних умов, тобто. стандартні термодинамічні функціїзводяться до таблиць термохімічних величин і публікуються як довідники термохімічних величин індивідуальних речовин.
Ізобарні процеси найчастіше зустрічаються насправді, оскільки технологічні процеси прагнуть проводити апаратах, сполучених з атмосферою. Тому довідники термохімічних даних здебільшого містять, як необхідну та достатнюінформацію для розрахунку будь-якої термодинамічної функції, величини 
Якщо відомі значення стандартних абсолютної ентропії та ентальпії освіти, а також залежність теплоємності від температуриможна розрахувати значення або зміни значень всіх інших термодинамічних функцій.
Довгий час серед фізиків та представників інших наук був спосіб опису того, що вони спостерігають у процесі своїх експериментів. Відсутність єдиної думки та наявність великої кількості термінів, взятих «зі стелі», призводила до плутанини та непорозуміння серед колег. Згодом кожен розділ фізики придбав свої усталені визначення та одиниці виміру. Так з'явилися термодинамічні параметри, що пояснюють більшість макроскопічних змін у системі.
Визначення
Параметри стану, або термодинамічні параметри, - це ряд фізичних величин, які всі разом і кожна окремо можуть дати характеристику системі, що спостерігається. До них належать такі поняття, як:
- температура та тиск;
- концентрація, магнітна індукція;
- ентропія;
- ентальпія;
- енергії Гіббса та Гельмгольця та багато інших.
Виділяють інтенсивні та екстенсивні параметри. Екстенсивними називаються ті, що знаходяться у прямій залежності від маси термодинамічної системи, а інтенсивними – які визначаються іншими критеріями. Не всі параметри однаково незалежні, тому щоб обчислити рівноважний стан системи, необхідно визначати відразу кілька параметрів.
Крім того, серед фізиків є деякі термінологічні розбіжності. Одна й та сама фізична характеристика в різних авторів може називатися то процесом, то координатою, то величиною, то параметром, або навіть просто властивістю. Все залежить від того, в якому контенті вчений її використовує. Але в деяких випадках існують стандартизовані рекомендації, яких повинні дотримуватись укладачі документів, підручників чи наказів.
Класифікація
Існує кілька класифікацій термодинамічних властивостей. Так, виходячи з першого пункту вже відомо, що всі величини можна розділити на:
- екстенсивні (адитивні) - такі речовини підпорядковуються закону додавання, тобто їх значення залежить від кількості інгредієнтів;
- інтенсивні - де вони залежать від цього, скільки речовини було взято на реакцію, оскільки за взаємодії вирівнюються.
Виходячи з того, в яких умовах знаходяться речовини, що становлять систему, величини можна розділити на ті, що описують фазові реакції та хімічні реакції. Крім того, потрібно враховувати тих, хто вступає в реакцію. Вони можуть бути:
- термомеханічні;
- теплофізичні;
- термохімічні.
Крім цього, будь-яка термодинамічна система виконує певну функцію, тому параметри можуть характеризувати роботу або теплоту, що отримується в результаті реакції, а також дозволяють розрахувати енергію, необхідну переносу маси частинок.
Змінні стани
Стан будь-якої системи, у тому числі термодинамічної, можна визначити за поєднанням її властивостей або характеристик. Всі змінні, які повністю визначаються тільки в конкретний момент часу і не залежать від того, як саме система прийшла в цей стан, називаються термодинамічні параметри (змінними) стану або функціями стану.
Система вважається стаціонарною, якщо змінні функції з часом не змінюються. Один із варіантів – це термодинамічна рівновага. Будь-яка, навіть найменша зміна в системі, - це вже процес, а в ньому може бути від одного до декількох змінних термодинамічних параметрів стану. Послідовність, у якій стани системи безперервно переходять одна в одну, називають «шлях процесу».
На жаль, плутанина з термінами все ще має місце, оскільки одна й та змінна може бути як незалежною, так і результатом складання декількох функцій системи. Тому такі терміни, як «функція стану», «параметр стану», «змінна стан» можуть розглядатися у вигляді синонімів.
Температура
Один із незалежних параметрів стану термодинамічної системи – це температура. Вона є величиною, яка характеризує кількість кінетичної енергії, що припадає на одиницю частинок в термодинамічній системі, що знаходиться в стані рівноваги.
Якщо підходити до визначення поняття з погляду термодинаміки, то температура є величиною обернено пропорційною до зміни ентропії після додавання в систему теплоти (енергії). Коли система рівноважна, то значення температури однаково всім її «учасників». Якщо є різниця температур, то енергія віддається більш нагрітим тілом і поглинається холоднішим.
Існують термодинамічні системи, у яких при додаванні енергії безладність (ентропія) не зростає, а навпаки – зменшується. Крім того, якщо подібна система взаємодіятиме з тілом, температура якого більша, ніж її власна, то вона віддасть свою кінетичну енергію цьому тілу, а не навпаки (виходячи із законів термодинаміки).
Тиск
Тиск називається величина, що характеризує силу, що впливає на тіло, перпендикулярно його поверхні. Щоб обчислити цей параметр, необхідно всю кількість сили розділити на площу об'єкта. Одиницями виміру цієї сили будуть паскати.
У випадку термодинамічних параметрів газ займає весь доступний йому обсяг, і, крім того, молекули, його складові, безперервно хаотично рухаються і стикаються один з одним і з судиною, в якій знаходяться. Саме ці удари і зумовлюють тиск речовини на стінки судини або тіло, яке поміщено в газ. Сила поширюється у всіх напрямках однаково саме через непередбачуваний рух молекул. Щоб збільшити тиск, необхідно підвищити температуру системи, і навпаки.
Внутрішня енергія
До основних термодинамічних параметрів, що залежить від маси системи, відносять і внутрішню енергію. Вона складається з кінетичної енергії, обумовленої рухом молекул речовини, і навіть з потенційної енергії, що виникає, коли молекули взаємодіють між собою.
Цей параметр є однозначним. Тобто значення внутрішньої енергії завжди щоразу, як система перебувають у необхідному стані, незалежно від цього, яким шляхом воно (стан) було досягнуто.
Неможливо змінити внутрішню енергію. Вона складається з теплоти, що виділяється системою та роботи, яка нею проводиться. Для деяких процесів враховуються інші параметри, такі як температура, ентропія, тиск, потенціал і кількість молекул.
Ентропія
Друге початок термодинаміки свідчить, що ентропія не зменшується. Інше формулювання постулює, що енергія ніколи не переходить від тіла з нижчою температурою до нагрітого. Це, у свою чергу, заперечує можливість створення вічного двигуна, тому що не можна всю енергію, що є у тіла, перевести в роботу.
Саме поняття «ентропія» було введено в ужиток ще в середині 19 століття. Тоді він сприймався як зміна кількості тепла до температури системи. Але таке визначення підходить тільки до процесів, які постійно перебувають у стані рівноваги. З цього можна вивести наступний висновок: якщо температура тіл, що становлять систему, прагне нуля, то ентропія дорівнюватиме нулю.
Ентропія як термодинамічний параметр стану газу використовується як вказівка на міру безладу, хаотичність руху частинок. Її використовують, щоб визначити розподіл молекул у певній ділянці та посудині, або щоб порахувати електромагнітну силу взаємодії між іонами речовини.
Ентальпія
Ентальпія є енергією, яка може бути перетворена в теплоту (або роботу) при постійному тиску. Це потенціал системи, яка перебуває у стані рівноваги, якщо досліднику відомий рівень ентропії, число молекул і тиск.
Якщо термодинамічний параметр ідеального газу вказується, замість ентальпії використовують формулювання «енергія розширеної системи». Для того, щоб легше було пояснити собі цю величину, можна уявити посудину, наповнену газом, яка рівномірно стискується за допомогою поршня (наприклад, двигун внутрішнього згоряння). У цьому випадку ентальпія дорівнюватиме не тільки внутрішньої енергії речовини, але й роботі, яку необхідно зробити, щоб привести систему в необхідний стан. Зміна даного параметра залежить тільки від початкового та кінцевого стану системи, а шлях, яким воно буде отримано, не відіграє ролі.
Енергія Гіббса
Термодинамічні параметри та процеси, здебільшого, пов'язані з енергетичним потенціалом речовин, що становлять систему. Так, енергія Гіббса є еквівалентом повної хімічної енергії системи. Вона показує, які зміни відбуватимуться у процесі хімічних реакцій і чи взаємодіятимуть речовини взагалі.
Зміна кількості енергії та температури системи в процесі протікання реакції торкається таких понять, як ентальпія та ентропія. Різниця між цими двома параметрами якраз і називатиметься енергією Гіббса або ізобарно-ізотермічним потенціалом.
Мінімальне значення цієї енергії спостерігається у разі, якщо система перебуває у рівновазі, та її тиск, температура і кількості речовини залишаються незмінними.
Енергія Гельмгольця
Енергія Гельмгольця (за іншими джерелами - просто вільна енергія) є потенційною кількістю енергії, яка буде втрачена системою при взаємодії з тілами, що не входять до неї.
Поняття вільної енергії Гельмгольца часто використовується у тому, щоб визначити, яку максимальну роботу здатна виконати система, тобто скільки вивільниться теплоти під час переходу речовин із стану в інший.
Якщо система перебуває у стані термодинамічного рівноваги (тобто вона робить ніякої роботи), то рівень вільної енергії перебуває в мінімумі. Отже, зміна інших параметрів, як-от температура, тиск, кількість часток, також відбувається.
ЕЛЕМЕНТИ ХІМІЧНОЇ ТЕРМОДИНАМІКИ І КІНЕТИКИ
Термодинамічні системи: визначення, класифікація систем (ізольовані, закриті, відкриті) та процесів (ізотермічні, ізобарні, ізохорні). Стандартний стан.
Термодинаміка -це наука,вивчає загальні закономірності перебігу процесів, що супроводжуються виділенням, поглинанням та перетворенням енергії.
Хімічна термодинамікавивчає взаємні перетворення хімічної енергії та інших її форм - теплової, світлової, електричної тощо, встановлює кількісні закони цих переходів, а також дозволяє передбачити стійкість речовин за заданих умов та їхню здатність вступати в ті чи інші хімічні реакції. p align="justify"> Термохімія, що є розділом хімічної термодинаміки, вивчає теплові ефекти хімічних реакцій.
Об'єкт термодинамічного розгляду називають термодинамічною системою чи просто системою.
Система - будь-який об'єкт природи, що складається з великої кількості молекул (структурних одиниць) і відокремлений від інших об'єктів природи реальною або уявною граничною поверхнею (кордоном розділу).
Стан системи – сукупність властивостей системи, дозволяють визначити систему з погляду термодинаміки.
Типи термодинамічних систем:
I. За характером обміну речовиною та енергією з навколишнім середовищем:
Ізольована система – не обмінюється із середовищем ні речовиною, ні енергією (Δm = 0; ΔE = 0) – термос, судина Дьюара.
Адіабатично ізольована - Неможливий обмін із зовнішнім середовищем тепловою енергією, можливий обмін речовиною.
2. Закрита система – не обмінюється із середовищем як речовиною, а може обмінюватися енергією (закрита колба з реагентами).
3. Відкрита система – може обмінюватися із середовищем як речовиною, і енергією (людське тіло).
Одна й та система може бути у різних станах. Кожен стан системи характеризується певним набором значень термодинамічних властивостей. До термодинамічних параметрів відносяться температура, тиск, щільність, концентрація тощо. Зміна хоча лише одного термодинамічного параметра призводить до зміни стану системи загалом. За сталості термодинамічних параметрів у всіх точках системи (об'єму) термодинамічний стан системи називають рівноважним.
ІІ. За агрегатним станом:
1. Гомогенна – відсутність різких змін фізичних та хімічних властивостей при переході від одних областей системи до інших (складаються з однієї фази).
2. Гетерогенна – дві або більше гомогенні системи в одній (складається з двох або кількох фаз).
Фаза - це частина системи, однорідна у всіх точках за складом та властивостями і відокремлена від інших частин системи поверхнею розділу. Прикладом гомогенної системи може бути водний розчин. Але якщо розчин насичений і дні судини є кристали солей, то аналізована система – гетерогенна (є межа розділу фаз). Іншим прикладом гомогенної системи може бути проста вода, але вода з плаваючим у ній льодом – система гетерогенна.
Фазовий перехід – перетворення фаз (танення льоду, кипіння води).
Термодинамічний процес- перехід термодинамічної системиз одного стану в інший, який завжди пов'язаний із порушенням рівновагисистеми.
Наприклад, щоб зменшити обсяг газу, укладеного в посудині, потрібно всунути поршень. При цьому газ стискатиметься і насамперед підвищиться тиск газу поблизу поршня – рівновага буде порушена. Порушення рівноваги буде тим значнішим, чим швидше переміщається поршень. Якщо рухати поршень дуже повільно, то рівновага порушується незначно і тиск у різних точках мало відрізняється від рівноважного значення, що відповідає даному обсягу газу. У межі при нескінченно повільному стисканні тиск газу матиме у кожний момент часу певне значення. Отже, стан газу постійно буде рівноважним, отже нескінченно повільний процес виявиться що складається з послідовності рівноважних станів. Такий процес називається рівноважним або квазістатичним.
Нескінченно повільний процес є абстракцією. Практично можна вважати квазистатичним процес, що протікає настільки повільно, що відхилення значень параметрів від рівноважних зневажливо малі. При зміні напрямку рівноважного процесу (наприклад, заміні стиснення газу розширенням) система проходитиме через ті ж рівноважні стани, що і при прямому ході, але у зворотній послідовності. Тому рівноважні процеси називають також оборотними. Процес, у якому система після низки змін повертається у вихідний стан, називається круговим процесом чи циклом. Поняття рівноважного стану та оборотного процесу грають велику роль у термодинаміці. Всі кількісні висновки термодинаміки застосовні лише до рівноважних станів та оборотних процесів.
Класифікація термодинамічних процесів:
Ізотермічний – постійна температура – T= const
Ізобарний - постійний тиск - p= const
Ізохорний - постійний обсяг - V= const
Адіабатичний - відсутність теплообміну між системою та зовнішнім середовищем – d Q=0
Стандартний стан- у хімічної термодинамікиумовно прийняті стани індивідуальних речовин та компонентів розчинів при оцінці термодинамічних величин.
Необхідність запровадження «стандартних станів» пов'язані з тим, що термодинамічні закономірності не описують досить точно поведінка реальних речовин, коли кількісною характеристикою служить тискабо концентрація. Стандартні стану вибирають з міркувань зручності розрахунків, і можуть змінюватися під час переходу від однієї завдання до іншого.
У стандартних станах значення термодинамічних величин називають «стандартними» та позначають нулем у верхньому індексі, наприклад: G0, H0, m0 – це відповідно стандартні енергія Гіббса, ентальпія, хімічний потенціалречовини. Замість тиску в термодинамічних рівнянняхдля ідеальних газіві розчинів використовують леткість, а замість концентрації – активність.
Комісія з термодинаміки міжнародного союзу теоретичної та прикладної хімії(ІЮПАК) визначила, що стандартний стан - це стан системи, умовно обраний як стандарт для порівняння. Комісія запропонувала такі стандартні стани речовин:
Для газової фази - це (передбачуваний) стан хімічно чистої речовиниу газовій фазі під стандартним тиском 100 кПа (до 1982 року - 1 стандартна атмосфера, 101325 Па, 760 мм ртутного стовпа), маючи на увазі наявність властивостей ідеального газу.
Для безпримісної фази, суміші або розчинника в рідкому чи твердому агрегатному стані- це стан хімічно чистої речовини у рідкій або твердій фазі під стандартним тиском.
Для розчину - це (імовірний) стан розчиненої речовини зі стандартною моляльністю 1 моль/кг під стандартним тиском або стандартної концентрації, виходячи з умов, що розчин необмежено розведений.
Для хімічно чистої речовини - це речовина у чітко визначеному агрегатному стані під чітко визначеним, але довільним стандартним тиском.
У визначення стандартного стану ІЮПАК не входить стандартна температура, хоча часто говорять про стандартну температуру, яка дорівнює 25 ° C (298,15 К).
7. Швидкість реакції: середня та справжня. Закон чинних мас.
Термодинамічні системи: визначення, класифікація систем (ізольовані, закриті, відкриті) та процесів (ізотермічні, ізобарні, ізохорні). Стандартний стан.
У нас найбільша інформаційна база в рунеті, тому Ви завжди можете знайти походите запити
Залежність швидкості реакції концентрації. Молекулярність елементарного акта. Порядок реакції. Кінетичні рівняння реакцій першого та нульового порядків. Період напівперетворення.
Залежність швидкості реакції від температури. Температурний коефіцієнт швидкості реакції та її особливості для біохімічних процесів. Енергія активації.
Каталіз гомогенний та гетерогенний. Ферментативний каталіз. Рівняння Міхаеліса-Ментена.
Хімічна рівновага. Оборотні та незворотні реакції.
Налог на майно. Туристичний збір. Збір за місце для паркування транспортних засобів
Платниками податків є фізичні та юридичні особи, в тому числі нерезиденти, які є власниками об'єктів житлової нерухомості. Платниками збору є юридичні особи, їх філії
Сільське господарство
Класифікація культур за ботанічними та біологічними ознаками. Формування структури посівних площ. Агротехніка. Біологічні та ботанічні особливості.
Основи виробництва. Практичні роботи
Навчальний посібник призначений для студентів відділення трудового навчання зі спеціальності 5.01010301 «Технологічна освіта». У посібнику викладені відомості з тринадцяти типових практичних робіт і дозволяють отримати міцні та різносторонні знання з основних питань: будови, властивостей та способів обробки матеріалів.
Матеріальна відповідальність за посягання на майно та особу підприємця
Елементи та рівні системи безпеки підприємця. Начальник служби безпеки. Забезпечення режиму доступу. Екстремальна психологія.
Курсова робота З предмету «Основи роботи на ПК» Об'єкти ОС Windows. Київ 2015
Автор Хімічна енциклопедія р.н. Н.С.ЗефіровСТАНДАРТНИЙ СТАНу хімічній термодинаміці, стан системи, що вибирається як стан відліку при оцінці термодинамічних величин. Необхідність вибору СТАНДАРТНИЙ СТАН с. обумовлена тим, що у рамках хімічної термодинаміки може бути розраховані абс. значення енергій Гіббса, хімічний потенціал, ентальпій та ін. термодинамічні величини для даної речовини; можливий розрахунок лише відносить. значень цих величин у цьому стані порівняно з їх значенням у СТАНДАРТНИЙ СТАН с.
СТАНДАРТНИЙ СТАН с. вибирають із міркувань зручності розрахунків; воно може змінюватися при переході від одного завдання до іншого. Значення термодинамічних величин у СТАНДАРТНИЙ СТАН с. називають стандартними і позначають зазвичай банкрутом. індексі, наприклад G 0 , H 0 , m 0 -відповідно стандартні енергія Гіббса, ентальпія, хімічний потенціал речовини. Для хімічної реакції D G 0 , D H 0 , D S 0 рівні змін відповідно G 0 , H 0 і S 0 реагує системи в процесі переходу від вихідних речовин у СТАНДАРТНИЙ СТАН с. до продуктів реакції у СТАНДАРТНИЙ СТАН с.
СТАНДАРТНИЙ СТАН с. характеризується стандартними умовами: тиском p 0 температурою Т 0 складом (молярна частка x 0). Комісія ІЮПАК з термодинаміки визначила (1975) як основний СТАНДАРТНИЙ СТАН с. для всіх газоподібних речовин чиста речовина (х 0 = 1) у стані ідеального газу з тиском р 0 = 1 атм (1,01 10 5 Па) за будь-якого фіксування. температурі. Для твердих і рідких речовин основний стандартний стан - це стан чистої (х 0 = 1) речовини, що знаходиться під зовнішнім тиском р 0 = 1 атм. На визначення СТАНДАРТНИЙ СТАН с. ІЮПАК Т 0 не входить, хоча часто говорять про стандартну температуру, що дорівнює 298,15 К.
багато. гази при тиску 1 атм не можуть розглядатись як ідеальний газ. СТАНДАРТНИЙ СТАН с. у цих випадках не реальне, а якесь гіпотетичне. стан. Подібний мистецтв. вибір СТАНДАРТНИЙ СТАН с. пояснюється простотою розрахунків термодинамічних функцій для ідеального газу.
Для процесу утворення хімічної сполуки з простих речовин у термодинамічних довідниках наводяться стандартні енергії Гіббса, ентальпії, ентропії.
Для визначення цих величин вибирають деякі прості речовини, для яких, за визначенням, виконуються умови: = 0, = 0, = 0. В якості стандартного стану с. для простих речовин приймають стійкий фазовий та хімічний стан елемента при даній температурі. Цей стан не завжди збігається із природним; так, СТАНДАРТНИЙ СТАН с. простої речовини фтору за всіх температур-чистий ідеальний газ при 1 атм, що складається з молекул F 2 ; при цьому не враховується дисоціація F2 на атоми. СТАНДАРТНИЙ СТАН с. може бути різним у різних температурних інтервалах. Для Na, наприклад, в інтервалі від 0 до Т пл (370,86 К) СТАНДАРТНИЙ СТАН с. простої речовини - чистий металлич. Na при 1 атм; в інтервалі від Т пл до T кип (1156,15 К)-чистий рідкий Na при 1 атм; вище 1156,15 К-ідеальний газ при 1 атм, що складається виключно з атомів Na. Т. обр., стандартна ентальпія утворення твердого NaF нижче 370,86 До відповідає зміні ентальпії реакції Na (тв) + 1 / 2 F 2 = = NaF (тв), а в інтервалі 370,86-1156,15 До відповідає зміні ентальпії в реакції Na (рідина) + 1/2 F 2 = NaF(TB).
СТАНДАРТНИЙ СТАН с. іона у водному розчині вводиться для можливості перерахунку експериментально визначених ентальпій розчинення D aq Н 0 (Н 2 О) в ентальпії утворення хімічної сполуки. Так, якщо відома стандартна ентальпія розчинення у воді КСl, а D Н 0 обр [К + , розчин] і [Сl - , розчин]-відповідно ентальпії утворення іонів К + і Сl в СТАНДАРТНИЙ СТАН с. у водному розчині, то стандартна ентальпія утворення КСl може бути розрахована за рівнянням: [КСl, тб] = = - D aq H 0 (Н 2 0) + [К + , розчин] + [Сl - , розчин].
Як СТАНДАРТНИЙ СТАН с. іона у водному розчині, згідно з рекомендаціями ІЮПАК, приймають стан даного іона в гіпотетич. одномоляльному водному розчині, в якому для іона, що розглядається, ентальпія дорівнює його ентальпії в нескінченно розведений розчині. З іншого боку, приймають, що ентальпія освіти іона Н + в СТАНДАРТНИЙ СТАНс., тобто. [Н + розчин, Н 2 О] дорівнює нулю. В результаті з'являється можливість одержання відносних стандартних ентальпій утворення ін. іонів у розчині на основі найбільш надійних (ключових) значень ентальпій утворення хімічних сполук. У свою чергу, отримані значення ентальпій утворення іонів у розчині служать для визначення невідомих ентальпій утворення хімічної сполуки у тих випадках, коли стандартні ентальпії розчинення виміряні.
СТАНДАРТНИЙ СТАН с. компонентів двох- і багатокомпонентних систем вводиться як стан відліку при розрахунках термодинамічних активностей, енергій Гіббса, ентальпій, ентропії змішування (останні три величини в СТАНДАРТНИЙ СТАН с. дорівнюють нулю). Можливий так званий симетричний вибір СТАНДАРТНИЙ СТАН с., при якому як СТАНДАРТНИЙ СТАН с. компонента використовується його основний СТАНДАРТНИЙ СТАН с., визначений згідно з ІЮПАК. Якщо багатокомпонентна система є рідкою, то і як СТАНДАРТНИЙ СТАН с. компонентів береться їх рідкий стан. Альтернативою служить антисиметричний вибір СТАНДАРТНИЙ СТАН с., коли для розчинника зберігається СТАНДАРТНИЙ СТАН с., вибраний згідно з рекомендаціями ІЮПАК, а для розчиненої речовини А як СТАНДАРТНИЙ СТАН с. вибирається його стан у розчині одиничної концентрації, що володіє властивостями нескінченно розбавленого розчину. Вибір СТАНДАРТНИЙ СТАН с. у цьому випадку пов'язаний з певною концентрацією. шкалою (молярна частка, молярність, моляльність). Антисиметричний вибір СТАНДАРТНИЙ СТАН с. зручний у тих випадках, коли розчинена речовина не існує у даній фазі у чистому вигляді (наприклад, НCl не існує у вигляді рідини при кімнатній температурі).
Поняття СТАНДАРТНИЙ СТАН с. введено Г. Льюїсом на поч. 20 ст.
Література: Льюїс Дж., Рендалл М., Хімічна термодинаміка, пров. з англ., М., 1936; Білоусов Ст П., Панов М. Ю., Термодинаміка водних розчинів неелектролітів, Л., 1983: Воронін Г.Ф., Основи термодинаміки, М., 1987, с. 91, 98, 100. М.В. Коробів.
Хімічна енциклопедія Том 4 >>
Умовно прийняті стани індивідуальних речовин та компонентів розчинів при оцінці термодинамічних величин.
Необхідність запровадження «стандартних станів» пов'язані з тим, що термодинамічні закономірності не описують досить точно поведінка реальних речовин, коли кількісної характеристикою служить тиск чи концентрація . Стандартні стану вибирають з міркувань зручності розрахунків, і можуть змінюватися під час переходу від однієї завдання до іншого.
У стандартних станах значення термодинамічних величин називають «стандартними» і позначають нулем у верхньому індексі, наприклад: G0, H0, m0 - це відповідно стандартні енергія Гіббса, ентальпія, хімічний потенціал речовини. Замість тиску в термодинамічних рівняннях для ідеальних газів та розчинів використовують фугітивність (летючість), а замість концентрації – активність.
Стандартні стани ІЮПАК
Комісія з термодинаміки міжнародного союзу теоретичної та прикладної хімії (ІЮПАК) визначила, що стандартний стан – це стан системи, умовно обраний як стандарт для порівняння. Комісія запропонувала такі стандартні стани речовин:
- Для газової фази - це (передбачуване) стан хімічно чистої речовини в газовій фазі під стандартним тиском 100 кПа (до 1982 - 1 стандартна атмосфера, 101 325 Па, 760 мм ртутного стовпа), маючи на увазі наявність властивостей ідеального газу.
- Для безпримісної фази, суміші або розчинника у рідкому чи твердому агрегатному стані - це стан хімічно чистої речовини у рідкій чи твердій фазі під стандартним тиском.
- Для розчину - це (передбачуваний) стан розчиненої речовини зі стандартною моляльністю 1 моль/кг під стандартним тиском або стандартної концентрації, виходячи з умов, що розчин необмежено розведений.
- Для хімічно чистої речовини - це речовина у чітко визначеному агрегатному стані під чітко визначеним, але довільним стандартним тиском.
У визначення стандартного стану ІЮПАК не входить стандартна температура, хоча часто говорять про стандартну температуру, яка дорівнює 25 ° C (298,15 К).
