Energji standarde. Entropia

Llogaritja e Δ G për proceset kimike mund të bëhet në dy mënyra. V mënyra e parë ne përdorim relacionin (4.3)

Le të shqyrtojmë, si shembull, llogaritjen e Δ G 0 për reagim

Simboli "°", si më parë, tregon gjendjen standarde të të gjithë pjesëmarrësve në reagim.

Dihet se entalpia standarde e formimit të ujit është

Duke përdorur vlerat tabelare të entropive standarde të pjesëmarrësve të reaksionit, të shprehura në njësi entropie, e.u. (J / mol K): = 126 e.u .;

llogarit AS 0, duke përdorur ekuacionin (3.6):

Kështu, ne e gjejmë atë

Vlera negative që rezulton tregon se në kushte standarde ky reagim duhet të shkojë nga e majta në të djathtë.

Në mënyra e dytë llogaritja Δ G reaksionet kimike përdorin faktin se kjo vlerë mund të llogaritet nga vlerat e njohura të Δ G reaksione të tjera, kombinimi i ekuacioneve të të cilave jep ekuacionin e reaksionit me interes për ne (i ngjashëm me llogaritjen e efekteve të nxehtësisë së një reaksioni). Në këtë rast, ne vazhdojmë nga vetitë e këtij funksioni në funksion të gjendjes: ne e konsiderojmë Δ G pavarësisht nga rruga e procesit.

Është më i përshtatshëm për t'u përdorur për këto qëllime AG reaksionet e formimit (ΔG o 6 p). Me reagimet e arsimit u njohëm kur studiuam pasojën e parë të ligjit të Hesit. Ju kujtojmë se reagimet edukative në termodinamikë konsiderohen reaksione të tilla në të cilat formohet 1 mol i një substance në një gjendje standarde në një temperaturë të caktuar nga substanca të thjeshta merren në gjendjen e tyre standarde në të njëjtën temperaturë. Reagimet edukative janë shpesh hipotetike, d.m.th. jo realisht duke shkuar, por vetëm korrespondon me përkufizimin e mësipërm. Tabelat termodinamike japin ndryshime në energjinë Gibbs për reaksionet e formimit në kushte standarde ( Δ G ^) - Është e qartë se Δ G ° 6 f substancat e thjeshta është e barabartë me zero.

Duke përdorur ΔG p, mund të llogaritet ndryshimi standard në energjinë Gibbs ( Δ G 0) çdo reaksion kimik. Kjo vlerë është e barabartë me diferencën midis energjive standarde të Gibbs-it për reaksionet e formimit të produkteve të reaksionit dhe substancave fillestare, duke marrë parasysh koeficientët stoikiometrikë:

(4.4)

Si shembull, le të llogarisim (Δ G °) të një procesi të rëndësishëm biokimik - reagimin e oksidimit të glukozës:

Në sistemet biologjike, të tilla nje numer i madh i energjia lëshohet jo menjëherë, por në pjesë të vogla në një seri komplekse transformimesh kimike.

Për të llogaritur ndryshimin në energjitë e Gibbs-it të reaksioneve në temperatura të ndryshme nga standardi ( Δ G T), është e nevojshme të dihen vlerat e kapaciteteve të nxehtësisë së pjesëmarrësve të reaksionit në intervalin e temperaturës nga 298 K në T. Raportet e llogaritura merren si më poshtë:

Meqenëse në përputhje me ekuacionet (2.18a) dhe (3.7)

Në mënyrë të ngjashme, mund të merrni shprehjen për varësinë Δ F nga temperatura:

(4.6)

Për përdorim praktik të funksioneve Δ F dhe Δ G është e dobishme të dini përgjigjet e pyetjeve të mëposhtme.

1. Cilat janë ndryshimet midis Δ F dhe Δ G reaksionet kimike në T = konst?

Nga përkufizimet e Δ F dhe Δ G vijon se

Në reagimet në media e kondensuar (e ngurtë dhe e lëngët) Ndryshimi i volumit është zakonisht i papërfillshëm ( Δ V = 0). Pastaj

Nëse reagimet përfshijnë gazrat dhe ju mund t'i numëroni ato ideale , pastaj

Në Δ V = 0, ato. kur reaksioni vazhdon pa ndryshuar numrin e nishaneve,

2. Çfarë përfundimesh mund të nxirren duke marrë vlerat e kritereve termodinamike për mundësinë e proceseve spontane?

Nëse termodinamika i jep përgjigje negative pyetjes së mundësisë së shfaqjes spontane të procesit (Δ F> 0 ose Δ G> 0), kjo do të thotë se procesi është i pamundur pa furnizim të jashtëm me energji. Procesi mund të vazhdojë spontanisht vetëm në drejtim të kundërt.

Nëse termodinamika jep përgjigje pozitive ( Δ F< 0 ose Δ G< 0), kjo tregon vetëm mundësinë e procesit. Por shpesh në kushte reale një proces i tillë nuk ndodh. Për shembull, për reaksionin e formimit të C0 2 Δ G 0 = -395,9 kJ / mol. Por grafiti me oksigjen në 298 K dhe R = 1 atm nuk reagon. Që procesi të vazhdojë, është e nevojshme të krijohen kushte për rritjen e shpejtësisë (siguresa, katalizatorë, etj.).

3. A mund të vazhdojë procesi nëse Δ F> 0 ose Δ G> 0?

Ndoshta, por jo spontanisht. Për ta realizuar atë, duhet të shpenzoni energji. Një shembull është procesi i fotosintezës në bimë nën ndikimin e energji diellore... Një shembull tjetër është shfaqja e reaksioneve të karakterizuara nga Δ G > 0, kur ato shoqërohen me reaksione për të cilat A G < 0. При этом сумма величин ΔG për të gjitha fazat e procesit, duke përfshirë reagimet e shoqëruara, është negative. Për shembull, për sintezën e saharozës nga glukoza dhe fruktoza:

Δ G 0 = 21 kJ / mol dhe, për rrjedhojë, një reagim i drejtpërdrejtë nuk mund të vazhdojë spontanisht. Në të njëjtën kohë, dihet se ky proces ndodh në organizmat. Një reagim i shoqëruar në këtë rast është hidroliza e adeozinës trifosfatit (ATP) me formimin e ADP dhe acidit fosforik (P):

Konjugimi kryhet me formimin e glukozës-1-fosfatit si një ndërmjetës. Reagimi zhvillohet në dy faza:

Faza e parë: ATP + glukozë -> glukozë-1-fosfat + ADP;

ΔG 0 = -29,4 kJ / mol.

Faza e dytë: glukoz-1-fosfat + fruktozë -> saharozë + F; AG 0 = 0.

Meqenëse ΔG është një sasi shtesë, procesi i përgjithshëm mund të shkruhet si shuma e dy fazave:

ATP + glukozë + fruktozë = saharozë + ADP + F; ΔG 0 =

29,4 kJ / mol.

Ky bashkim është tipik për shumë reaksione biologjike.

Në organizmat e gjallë, energjia e çliruar gjatë oksidimit të glukozës nuk konsumohet menjëherë në procese të ndryshme jetësore, por ruhet për përdorim në të ardhmen në përbërje të ndryshme të pasura me energji, si esteret e acidit fosforik (ATP, LDF, fosfatet e kreatinës dhe argininës, etj. .).

4. Në cilat raste AN (ose Δ U)

V rast i përgjithshëm kriteri i spontanitetit është vlera Δ G (ose Δ F) procesi.

Që nga Δ G = Δ H - TΔS (ose Δ F = ΔU - TΔS), pastaj në ΔS = 0 (në kushtet e isentronisë) Δ G = Δ N (ose ΔF = Δ U). Në këtë rast, Δ N (ose Δ U) është një kriter për spontanitetin e procesit. Në këtë rast, reaksionet ekzotermike ndodhin spontanisht ( Δ N< 0, ΔU < 0).

5. Në cilat raste ΔS është kriteri për spontanitetin e procesit?

Arsyetimi është i ngjashëm me atë të dhënë në seksionin 4.

Që nga Δ G = Δ H - TΔS (ose ΔF = ΔU - TΔS), pastaj në mungesë të efekteve termike të reaksioneve (AH = 0, Δ U = 0) Δ G = -TΔS (ose Δ F = -TΔS). Në këtë rast ΔS është një kriter për spontanitetin e procesit. Në këtë rast, proceset në mënyrë spontane vazhdojnë me një rritje të entropisë (ΔS> 0), d.m.th. proceset që lidhen me dekompozimin e substancave, shkatërrimin, zbërthimin e tyre.

6. Cilat janë kushtet për shfaqjen spontane të reaksioneve ekzotermike ( Δ N < 0, ΔU < 0)?

Për saktësi, le të zgjedhim kushtet izobarike për shfaqjen e reaksioneve ekzotermike: Δ N< G = AH - TΔS.

Konsideroni se si shenja e Δ G kur ndryshon vlerën ΔS:

• dhe nëse ΔS> 0, pastaj Δ G = Δ N - TΔS
• b) nëse ΔS = 0, pastaj Δ G = Δ H - TΔS
• c) nëse ΔS G = ΔΔ H - TΔS TΔS :
  • | ΔH |> | TΔS |. Për më tepër, Δ G 0. Procesi është spontan,
  • | ΔH | = | TΔS |. Në këtë rast, ΔG = 0. Gjendja e ekuilibrit,
  • | ΔH | G> 0. Procesi nuk shkon nga e majta në të djathtë.

Kështu, reaksionet ekzotermike janë termodinamikisht të ndaluara vetëm me një rënie të konsiderueshme të entropisë, për shembull, në disa procese strukturimi, formimi i lidhjeve shtesë, etj.

Një tjetër nxjerrje e rëndësishme nga ky arsyetim: në sistemet e izoluara, proceset me ulje të entropisë mund të ndodhin spontanisht , nëse shoqërohen me një efekt termik të rëndësishëm. Kjo është veçanërisht e rëndësishme për të kuptuar mundësinë e ndërlikimit spontan të sistemeve, për shembull, gjatë rritjes së organizmave të gjallë. Në këtë rast, burimi i energjisë mund të jenë të gjithë të njëjtët esterë të pasur me energji të acidit fosforik (ATP, ADP, fosfatet e kreatinës dhe argininës, etj.). Përveç kësaj, kur merren parasysh sistemet reale, duhet të kihet parasysh se ato praktikisht nuk janë të izoluara dhe ekziston mundësia e furnizimit me energji nga jashtë.

7. Cilat janë kushtet për rrjedhjen spontane të reaksioneve endotermike ( Δ H> 0)?

Për saktësi, le të zgjedhim kushtet izobarike për shfaqjen e reaksioneve endotermike: ΔH> 0. Në këtë rast, mundësia e shfaqjes spontane të reaksionit përcaktohet me shenjën e Δ. G = Δ H - TΔS.

Si në rastin e mëparshëm, merrni parasysh se si shenja e Δ G kur ndryshon vlerën ΔS:

• dhe nëse ΔS> 0, pastaj Δ ME = Δ H - TΔS mund të ketë shenja të ndryshme në varësi të vlerës absolute TΔS :
  • Δ N Për më tepër, Δ ME
  • Δ H = TΔS. Për më tepër, Δ G = 0. Gjendja e ekuilibrit,
  • Δ H> TΔS. Për më tepër, Δ C>
• b) nëse ΔS = 0, atëherë AC = Δ Н - TΔS> 0. Procesi nuk shkon spontanisht nga e majta në të djathtë;
• c) nëse ΔS 0, pastaj Δ C = Δ Н - TΔS> 0. Procesi nuk shkon spontanisht nga e majta në të djathtë.

Kështu, reaksionet endotermike ndodhin spontanisht vetëm me një rritje të konsiderueshme të entropisë në reaksion, për shembull, në proceset e dekompozimit, shkatërrimit dhe zbërthimit.

• 8. Si ndikon rritja e temperaturës Δ U, Δ H, Δ S, Δ G dhe reaksionet alkimike:
  • a) varësia Δ U në temperaturë shprehet me ekuacionin Kirchhoff (2.21a):

U rritet në Δ c v> 0 dhe bie në Δ c v< 0. Në Δ Su = 0 sasia Δ U nuk varet nga temperatura;

b) varësia Δ H nga temperatura shprehet me ekuacionin Kirchhoff (2.20a):

Me një rritje të temperaturës, vlera e Δ N rritet në Δ me p> 0 dhe është vendosur për Δ me f < 0. При Δme p = 0 sasia Δ N nuk varet nga temperatura;

c) varësia Δ S në temperaturë shprehet me ekuacionin (3.8a):

Me rritjen e temperaturës Δ S rritet në Δ me p> 0 dhe bie në Δс /;< 0. При Δme f = 0 vlera e ΔS nuk varet nga temperatura;

d) varësia e ΔF nga temperatura shprehet me ekuacionin (4.6)

Dy termat e fundit shpesh mund të neglizhohen për shkak të vlerës së tyre të parëndësishme në krahasim me dy termat e parë:

Përafërsisht mund të konkludohet se me rritjen e temperaturës, ΔF rritet me Δ S < 0 и надает при ΔS> 0. Në Δ S = 0 sasia Δ F jo varet nga temperatura;

e) varësia Δ G nga temperatura shprehet me ekuacionin (4.5a):

Dy termat e fundit shpesh mund të neglizhohen për shkak të vlerës së tyre më të vogël në krahasim me dy termat e parë:

Përafërsisht mund të konkludohet se me një rritje të temperaturës Δ G rritet në Δ S < 0 и падает при ΔS> 0. Në Δ S = 0 sasia Δ G nuk varet nga temperatura.

Koncepti i energjisë së lirë të Gibbs u fut në kimi për të shpjeguar mundësinë e shfaqjes spontane ose spontane të një reaksioni të veçantë. Llogaritja e kësaj energjie kërkon njohuri për ndryshimin e entropisë së procesit dhe sasinë e energjisë që përthithet ose çlirohet gjatë zbatimit të tij.

Josiah Willard Gibbs

Energjia e lirë, e cila përcakton mundësinë e proceseve të ndryshme, shënohet me germën G. Ajo u emërua energjia Gibbs për nder të fizikantit teorik amerikan të shekullit të 19-të, Josiah Willard Gibbs, i cili dha një kontribut të rëndësishëm në zhvillimin e teorisë moderne të termodinamikës.

Është interesante të theksohet se teza e tij e parë, pas së cilës Gibbs mori titullin Ph.D., ai shkroi për formën e dhëmbëve të ingranazheve. Në këtë studim, ai përdori metoda gjeometrike për të projektuar formë perfekte këta dhëmbë. Shkencëtari filloi të studiojë termodinamikën vetëm në moshën 32 vjeçare, dhe në këtë fushë të fizikës ai arriti sukses të jashtëzakonshëm.

Konceptet themelore të termodinamikës

Energjia standarde e Gibbs-it është energjia në kushte standarde, domethënë kur temperatura e dhomës(25 ºC) dhe presioni atmosferik (0,1 MPa).

Për të kuptuar parimet bazë të termodinamikës, duhet të prezantohen edhe konceptet e entropisë dhe entalpisë së një sistemi.

Entalpia duhet kuptuar si energjia e brendshme e sistemit, e cila është në një presion të caktuar dhe në një vëllim të caktuar. Kjo vlerë shënohet me shkronjën latine H dhe është e barabartë me U + PV, ku U - energjia e brendshme sistemi, P - presioni, V - vëllimi i sistemit.

Entropia e një sistemi është një sasi fizike që karakterizon masën e çrregullimit. Me fjalë të tjera, entropia përshkruan veçantinë e renditjes së grimcave që përbëjnë një sistem të caktuar, domethënë karakterizon probabilitetin e ekzistencës së secilës gjendje të këtij sistemi. Zakonisht shënohet me shkronjën latine S.

Kështu, entalpia është një karakteristikë e energjisë, dhe entropia është gjeometrike. Vini re se për të kuptuar dhe përshkruar proceset termodinamike në vazhdim, vlerat absolute të entropisë dhe entalpisë nuk mbartin informacione të dobishme, janë të rëndësishme vetëm madhësitë e ndryshimeve të tyre, pra ΔH dhe ΔS.

Deklaratat termodinamike

Ky ligj ndihmon për të kuptuar se në cilin drejtim reagimi mund të vazhdojë në mënyrë arbitrare, ose do të jetë në ekuilibër. Deklaratat e mëposhtme janë themelore për termodinamikën:

• Ligji i dytë i termodinamikës thotë se procesi në çdo sistem ndodh në mënyrë arbitrare, entropia e tij duhet të rritet, domethënë ΔS> 0.
• Në temperaturë dhe presion konstant, ndryshimi në energjinë Gibbs të sistemit përcaktohet me formulën ΔG = ΔH - TΔS.
• Nëse për ndonjë proces ΔG
• Drejtimi i një kursi arbitrar të një reaksioni të caktuar mund të varet nga temperatura në sistem.

Proceset spontane

Në kimi, proceset që zhvillohen në mënyrë arbitrare janë ato që ndodhin pa një furnizim të jashtëm me energji për to. Arbitrariteti i kursit tregon mundësinë e një mundësie të tillë dhe nuk ka të bëjë fare me kinetikën e procesit. Pra, mund të vazhdojë shpejt, domethënë mund të jetë shpërthyes, por mund të vazhdojë edhe shumë ngadalë gjatë mijëra e miliona viteve.

Një shembull klasik i një reaksioni spontan është shndërrimi i karbonit në formën e diamantit në karbon në modifikimin alotropik të grafitit. Një reagim i tillë është aq i ngadalshëm sa që gjatë jetës së tij një person nuk do të vërejë ndonjë ndryshim në diamantin origjinal, kjo është arsyeja pse ata thonë se diamantet janë të përjetshëm, megjithëse nëse prisni një periudhë të mjaftueshme kohore, mund të shihni se si kthehet një gur me shkëlqim. e zezë, e ngjashme me blozën me grafit.

Lëshimi dhe thithja e energjisë

Një tjetër aspekt i rëndësishëm e proceseve që ndodhin në mënyrë arbitrare është lëshimi ose thithja e nxehtësisë, në rastin e parë ata flasin për një proces ekzotermik, në rastin e dytë - për një endotermik, d.m.th. vjen për shenjën e ndryshimit të entalpisë ΔH. Vini re se të dy proceset ekzotermike dhe endotermike mund të vazhdojnë në mënyrë arbitrare.

Një shembull i mrekullueshëm i një procesi të rastësishëm është ndezja e një përzierjeje karburanti në cilindrin e një motori me djegie të brendshme. Në këtë reaksion çlirohet një sasi e madhe energjie termike, e cila me një rendiment prej rreth 30% shndërrohet në energji mekanike duke bërë që boshti me gunga të rrotullohet. Ky i fundit transmeton çift rrotullues përmes transmetimit në rrotat e makinës, dhe makina lëviz.

Një shembull i një reaksioni endotermik që ndodh në mënyrë të pavarur me thithjen e nxehtësisë është shpërbërja e zakonshme kripë tryezë NaCl në ujë. Në këtë reaksion, ΔH = +3,87 kJ / mol> 0. Ky fakt mund të vërtetohet duke matur temperaturën e ujit para dhe pas tretjes së kripës në të. Dallimi që rezulton midis temperaturës përfundimtare dhe asaj fillestare do të rezultojë negativ.

Energjia Gibbs e procesit

Nëse ndonjë proces ndodh në një sistem me presion dhe temperaturë konstante, atëherë ligji i dytë i termodinamikës mund të rishkruhet në si në vazhdim: G = H − TS. Sasia G, energjia e lirë e Gibbs-it, ka dimensionin kJ / mol. Përcaktimi i spontanitetit të një reaksioni specifik varet nga shenja e ndryshimit të kësaj vlere, domethënë ΔG. Si rezultat, ligji i dytë i termodinamikës do të marrë formën: ΔG = ΔH -TΔS. Rastet e mëposhtme janë të mundshme:

• ΔG> 0 - reaksioni endergonik, i cili nuk mund të ndodhë në mënyrë arbitrare në drejtimin përpara, por do të shkojë në mënyrë të pavarur në drejtim të kundërt me një rritje të sasisë së reagentëve;
• ΔG = 0 - sistemi është në ekuilibër, dhe përqendrimet e reagentëve dhe produkteve mbeten konstante për një kohë arbitrare të gjatë.

Analiza e ekuacionit që rezulton

Shprehja e paraqitur për ligjin e dytë të termodinamikës bën të mundur përcaktimin se në cilin rast procesi mund të vazhdojë në mënyrë arbitrare. Për ta bërë këtë, është e nevojshme të analizohen tre sasi: ndryshimi i entalpisë ΔH, ndryshimi i entropisë ΔS dhe i temperaturës T. Vini re se temperatura shprehet në njësi absolute sipas sistemit ndërkombëtar të matjeve dhe peshave, pra në Kelvin. është gjithmonë një vlerë pozitive.

Drejtimi i reaksionit nuk varet nga temperatura nëse:

• Reagimi është ekzotermik (ΔH 0). Në këtë rast, procesi ecën gjithmonë në mënyrë arbitrare në drejtimin përpara;
• Reaksioni është endotermik (ΔH> 0) dhe ndryshimi në entropinë e tij është negativ (ΔS

Nëse shenjat e ndryshimit të vlerave të ΔH dhe ΔS përkojnë, atëherë temperatura tashmë luan një rol të rëndësishëm në mundësinë e një procesi të tillë. Pra, reaksioni ekzotermik do të vazhdojë në mënyrë arbitrare në temperaturat e ulëta, dhe reagimi ekzotermik - në të lartë.

Llogaritja e shkrirjes së akullit

Shkrirja e akullit është një shembull i mirë i një reagimi në të cilin shenja e energjisë Gibbs varet nga temperatura. Për një proces të tillë, ΔH = 6,01 kJ / mol, domethënë reaksioni është endotermik, ΔS = 22,0 J / mol * K, domethënë procesi ndodh me një rritje të entropisë.

Le të llogarisim temperaturën për shkrirjen e akullit në të cilën ndryshimi i energjisë Gibbs do të jetë zero, domethënë sistemi do të jetë në një gjendje ekuilibri. Nga ligji i dytë i termodinamikës, marrim: T = ΔH / ΔS, duke zëvendësuar vlerat e sasive të treguara, ne llogarisim T = 6.01 / 0.022 = 273.18 K.

Nëse e kthejmë temperaturën nga Kelvin në gradë Celsius të zakonshme, marrim 0 ºC. Kjo do të thotë, në një temperaturë mbi këtë, vlera e ΔG 0, dhe procesi i kundërt do të ndodhë në mënyrë arbitrare, domethënë kristalizimi i ujit të lëngshëm.

Ecuria spontane e procesit izobarik-izotermik përcaktohet nga dy faktorë: entalpia, e shoqëruar me një ulje të entalpisë së sistemit (ΔH) dhe T ΔS entropike, për shkak të rritjes së çrregullimit në sistem për shkak të rritjes së entropia e saj. Dallimi midis këtyre faktorëve termodinamikë është një funksion i gjendjes së sistemit, i quajtur potenciali izobarik-izotermik ose energji e lirë Gibbs(G, kJ): ΔG = ΔH - T ΔS

Në ΔG< 0 реакция термодинамически разрешена и система стремится к достижению условия ΔG = 0, при котором наступает равновесное состояние обратимого процесса; ΔG >0 tregon se procesi është termodinamikisht i ndaluar.

Nëse ΔH< 0 и ΔS >0, pastaj gjithmonë ΔG< 0 и реакция возможна при любой температуре.

Nëse ΔH> 0 dhe ΔS< 0, то всегда ΔG >0, dhe një reagim me thithjen e nxehtësisë dhe një ulje të entropisë është i pamundur në asnjë kusht.

Në raste të tjera (ΔH< 0, ΔS < 0 и ΔH >0, ΔS> 0), shenja e ΔG varet nga raporti ndërmjet ΔH dhe TΔS. Një reagim është i mundur nëse shoqërohet me një ulje të potencialit izobarik; në temperaturën e dhomës, kur vlera e T është e vogël, vlera e TΔS është gjithashtu e vogël dhe zakonisht ndryshimi i entalpisë është më i madh se TΔS. Prandaj, shumica e reaksioneve në temperaturën e dhomës janë ekzotermike. Sa më e lartë të jetë temperatura, aq më i lartë është TΔS, madje edhe reaksionet endotermike bëhen të realizueshme.

17. Ndikimi i temperaturës... Në çdo reagim të kthyeshëm, një nga drejtimet korrespondon me një proces ekzotermik, dhe tjetri me një endotermik.

Reaksioni përpara është ekzotermik dhe reaksioni i kundërt është endotermik. Efekti i ndryshimit të temperaturës në pozicionin e ekuilibrit kimik bindet duke ndjekur rregullat:

Me rritjen e temperaturës, ekuilibri kimik zhvendoset në drejtim të reaksionit endotermik, me uljen e temperaturës, në drejtim të reaksionit ekzotermik.

18. Të dallojë sistemet homogjene dhe heterogjene. Homogjene quhet një sistem i përbërë nga një fazë. Heterogjene- një sistem i përbërë nga disa faza. Një fazë është një pjesë e sistemit, e ndarë nga pjesët e tjera të tij nga sipërfaqja e ndërfaqes, pas kalimit nëpër të cilën vetitë e sistemit ndryshojnë befas.

Shpejtësia homogjene reaksioni përcaktohet nga sasia e një substance që hyn në një reaksion ose formohet gjatë një reaksioni për njësi të kohës për njësi vëllimi të sistemit.

Shkalla heterogjene reaksioni përcaktohet nga sasia e një substance që hyn në një reaksion ose formohet gjatë një reaksioni për njësi të kohës për njësi të sipërfaqes fazore.

Norma konstante reaksioni k varet nga natyra e substancave që reagojnë dhe nga temperatura, por nuk varet nga përqendrimi i tyre.

Shpejtësia e reagimit supozohet gjithmonë të jetë pozitive, prandaj derivati ​​i përqendrimeve fillestare merret me një shenjë minus, dhe produktet e reagimit - me një shenjë plus.

Rendi i reagimit. Rendi i reaksionit është një vlerë empirike e barabartë me shumën e eksponentëve me të cilët përqendrimet e reaktantëve hyjnë në shprehjen për shpejtësinë e reaksionit.

Reagimet e rendit të parë. Nëse shpejtësia e reaksionit varet nga përqendrimi i vetëm një reagjenti në shkallën e parë, atëherë shprehja për shpejtësinë merr formën

Një reagim i tillë thuhet se është një reagim i rendit të parë.

Një nga ndryshimet në shpejtësinë e reaksionit është katalizatori. Katalizatori ndryshon rrugën përgjatë së cilës vazhdon reagimi i përgjithshëm. Rritja e shpejtësisë shoqërohet me një ulje të energjisë Gibbs.

Nga këto tre faza, e para është më e ngadalta. Prandaj, është ajo që përcakton shpejtësinë e të gjithë reagimit (është kufizuese fazë).

Nëse faza kufizuese nuk mund të dallohet qartë, atëherë rendet e reaksioneve mund të rezultojnë të jenë të pjesshme ose negative.

Përbëhet nga 3 faza:

1) mbi karbonin e oksigjenit

2) reaksionet kimike në majë të karbonit

3) devijimi i produktit

Të 3 fazat kalojnë me shpejtësi të ndryshme.

Energjia e kësaj faze nuk është e madhe. ky proces përcaktohet nga transferimi i lëndës (oksigjenit në sipërfaqen e karbonit). Dhe shpejtësia e këtij procesi përcaktohet nga faza e transferimit të materies.

Faza përcaktohet nga shpejtësia e rrjedhës reaksion kimik dhe quhet faza kufizuese.

Në një temperaturë konstante, shpejtësia e një reaksioni kimik është në proporcion me produktin e reaksionit kimik të substancave që reagojnë.

19 .I kthyeshëm procesi është një proces ekuilibri që rrjedh në drejtimet e përparme dhe të kundërta përmes të njëjtave gjendje të ndërmjetme, dhe vetë sistemi kthehet në gjendjen e tij origjinale.

E pakthyeshme quhet një proces që nuk mund të kryhet në drejtim të kundërt përmes të gjitha gjendjeve të njëjta të ndërmjetme. Të gjitha proceset reale janë të pakthyeshme. Shembuj të proceseve të pakthyeshme: difuzioni, difuzioni termik, përçueshmëria termike, rrjedha viskoze, etj. energjia kinetike Lëvizja makroskopike përmes fërkimit në nxehtësi, domethënë në energjinë e brendshme të sistemit, është një proces i pakthyeshëm.

Shumë procese zhvillohen në një gjendje të drejtpërdrejtë dhe të kthyeshme. Kur promovon drejtpërdrejt delta N.

Në një moment të caktuar kohor, të dy faktorët balancohen dhe vjen momenti i ekuilibrit kimik.

Në një sistem ekuilibri, substancat dhe produktet fillestare rrjedhin njëkohësisht.

Konstanta e ekuilibrit kimik. Nëse reagimet janë homogjene:

2NO 2 (g) + O 2 (g) = 2NO 3 (g)

V 1 = k 1 2

V 2 = k 2 2 v 1 / v 2 = k c - konstante e ekuilibrit k 1 2 = k 2 2 k 1 / k 2 = k c

20. Parimi La Chatelier: nëse i nënshtrohet një sistemi në ekuilibër ndikimi i jashtëm, ekuilibri është zhvendosur në një drejtim të tillë, gjë që kontribuon në dobësimin e këtij ndikimi. Me rritjen e temperaturës, ekuilibri kimik zhvendoset në drejtim të reaksionit endotermik, me uljen e temperaturës, në drejtim të reaksionit ekzotermik. Me rritjen e presionit, ekuilibri zhvendoset në drejtimin në të cilin numri i përgjithshëm i moleve të gazeve zvogëlohet dhe anasjelltas. Me një rritje të përqendrimit të njërës prej substancave fillestare, ekuilibri zhvendoset në drejtim të formimit të produkteve të reaksionit. Me një rritje të përqendrimit të njërit prej produkteve të reaksionit, ekuilibri zhvendoset në drejtim të formimit të substancave fillestare.

4Cl (g) + О2 (g) = 2Сd2 (g) + 2Н2О (l) ∆H> 0

Ekuilibri i sistemit zhvendoset drejt produkteve me: ulje të temperaturës, me rritje të presionit, me rritje të përqendrimit të produkteve fillestare.

21. Në thelb, reaksionet në natyrë ndodhin në tretësira që kanë një përbërje dhe strukturë të ndryshme. Tretësirat janë një lloj përzierjeje e veçantë substancave kimike... Karakteristikat kryesore të zgjidhjeve janë homogjeniteti dhe qëndrueshmëria me kalimin e kohës.

Zgjidhjet e vërteta janë sisteme homogjene, termodinamike, të qëndrueshme që përbëhen nga një substancë e tretur dhe një tretës, si dhe produktet e ndërveprimit të tyre. Zgjidhja përbëhet gjithmonë nga 2 ose më shumë përbërës.

Një tretës është një përbërës, gjendja fazore e të cilit nuk ndryshon me tretjen. Tretësi kryesor është uji.

Në lidhje me ujin, bëhet dallimi midis substancave hidrofile dhe hidrofobe.

Sipas gjendjes së grumbullimit, zgjidhjet ndahen në:

i gaztë;

lëngshme;

të ngurta.

Sipas përbërjes cilësore, tretësirat ndahen në:

të përqendruara holluar;

e ngopur(sistemet ekuilibër, termodinamikë, të paqëndrueshëm të karakterizuar nga maksimale(kufizues) tretja e substancës pa formimin e një precipitati);

i mbingopur(substanca e tretur precipiton);

të pangopura(substanca ende mund të shpërndahet).

difuzionit- Ky është një proces spontan i transferimit të grimcave të tretura dhe tretës përgjatë gradientit të përqendrimit të substancës së tretur, duke çuar në barazimin e përqendrimeve të grimcave dhe shpejtësive të tyre.

Arsyeja: sistemi përpiqet për entropinë maksimale. Pavarësisht natyrës kaotike të lëvizjes termike të grimcave në sistem, difuzioni i grimcave si rezultat i kësaj lëvizjeje drejtohet gjithmonë nga një përqendrim më i lartë në një më të ulët. Difuzioni ka karakter orientues përderisa ka dallime në përqendrimin e grimcave në pjesë individuale sistemeve. Pas barazimit të përqendrimit të grimcave, ndodh barazimi i shpejtësive të difuzionit të tyre në drejtime të ndryshme.

Sasia e lëndës që bartet nga difuzioni nëpër një sipërfaqe njësi për njësi të kohës quhet shpejtësia e difuzionit. Shpejtësia e difuzionit është drejtpërdrejt proporcionale me temperaturën dhe ndryshimin e përqendrimit në të dy anët e sipërfaqes përmes së cilës ndodh difuzioni. Në të njëjtën kohë, shkalla e difuzionit është në përpjesëtim të zhdrejtë me viskozitetin e mediumit dhe madhësinë e grimcave.

Presioni osmotik(π) quhet presioni i tepërt hidrostatik që rezulton nga osmoza dhe që çon në barazimin e shkallëve të depërtimit të ndërsjellë të molekulave të tretësit përmes një membrane me përshkueshmëri selektive.

Gjatë osmozës, molekulat e tretësit lëvizin kryesisht nëpër membranë në drejtimin ku përqendrimi i grimcave të substancës është më i lartë dhe përqendrimi i tretësit është më i ulët. Me fjalë të tjera, si rezultat i osmozës, tretësi thithet në atë pjesë të sistemit ku përqendrimi i grimcave të substancës është më i madh. Nëse presioni osmotik i tretësirave është i njëjtë, atëherë ato quhen izotonike dhe ndërmjet tyre ka një shkëmbim të vërtetë ekuilibër të tretësit. Në rastin e kontaktit të dy tretësirave me presion të ndryshëm osmotik, një tretësirë ​​hipertonike është ajo me presion osmotik më të lartë, dhe një tretësirë ​​hipotonike është një tretësirë ​​me presion osmotik më të ulët. Tretësira hipertonike thith tretësin nga tretësira hipotonike, duke kërkuar të barazojë përqendrimin e substancës duke rishpërndarë tretësin midis tretësirave kontaktuese.

Presioni i avullit në të cilin, në kushte të një temperature të caktuar, ndodh ekuilibri dinamik, i karakterizuar nga barazia e shkallës së avullimit dhe kondensimit të lëngut, quhet presioni i avullit të ngopur.

ulja relative e presionit të avullit të tretësit mbi tretësirën është e barabartë me fraksionin molar të substancës së tretur, d.m.th. raporti i numrit të moleve të një lënde të tretur me numrin total të moleve të një lënde të tretur dhe tretës (ligji I i Raoult)

22 .Zgjidhje e vluar një mol i një lënde në 1000 g tretës, dhe shpesh quhet rritje molekulare e pikës së vlimit. Megjithatë, në realitet, ekuacioni pushon së qeni i saktë në përqendrime të larta të substancave të tretura, pasi ky ekuacion bazohet në përafrimin e tretësirave të holluara.

Lëngu vlon në një temperaturë në të cilën presioni i avullit të ngopur të lëngut bëhet i barabartë me presionin e jashtëm. Meqenëse presioni i avullit të ngopur të tretësirave të substancave jo të paqëndrueshme ose të ulëta të avullimit është më i vogël se presioni i avullit të ngopur të tretësit, këto tretësira vlojnë në një temperaturë më të lartë se tretësi. Për tretësirat e holluara të substancave të tilla, Raoul zbuloi se rritja e pikës së vlimit të tretësirës Δtk. = t - t0 është proporcionale me molalitetin e saj:

Δtk. = E m

Lëngu ngrin në temperaturën në të cilën presioni i avullit të ngopur mbi të është i njëjtë me mbi kristalet e kësaj substance. Meqenëse presioni i avullit të ngopur të tretësit mbi tretësirën është gjithmonë më i vogël se ai mbi tretësin e pastër, tretësira e holluar do të ngrijë në një temperaturë më të ulët se tretësi. Pika e ngrirjes së tretësirës është temperatura në të cilën kristalet e para të tretësit të pastër fillojnë të precipitojnë gjatë procesit të ftohjes. Për zgjidhje të tilla, Raoul zbuloi se ulja e pikës së ngrirjes së tretësirës Δtz. = t0 - t (t0 është pika e ngrirjes së tretësit, t është pika e ngrirjes së tretësirës) në proporcion me molalitetin e tij (1 mol në 1000 g tretës):

Δtz = K m,

23 .Elektrolitet quhen substanca që shpërndahen në ujë, lëngje të tjera polare ose shkrihen në jone dhe të afta të përcjellin një rrymë elektrike. Ndarja e një lënde në jone quhet disociim elektrolitik. Transferimi i rrymës në solucione dhe shkrirje kryhet nga jone, prandaj, ndryshe nga përçuesit elektronikë, ata quhen përçues jonikë ose përçues të llojit të dytë. Elektrolitet përfshijnë kripëra, acide, baza.

Karakteristikat e zgjidhjeve elektroliteve. Tretësirat e elektrolitit, përveç aftësisë për të përcjellë rrymë elektrike, kanë veçori të tjera. Në veçanti, devijimet nga ligjet e Raoult dhe Van't Hoff vërehen në tretësirat e elektrolitit.

ZGJIDHJET E ELEKTROLITEVE, përmbajnë në përqendrime të dukshme jone-katione dhe anione të formuara si rezultat i shpërbërjes elektrolitike të molekulave të një lënde të tretur. Tretësi (i pastër ose i përzier) zakonisht nuk shpërndahet në ndonjë shkallë të konsiderueshme. ZGJIDHJE ELEKTROLITORE e. kanë aftësinë për të përcjellë rrymën elektrike. aktuale dhe i referohen përçuesve të llojit të dytë. Për shkak të rritjes së numrit të përgjithshëm të grimcave, vetitë koligative të SOLUTIONS ELEKTROLITE pafundësisht të holluara e. (d.m.th., vetitë që varen vetëm nga përqendrimi i substancës së tretur, por jo nga natyra e saj) ndryshojnë ndjeshëm nga të njëjtat veti të tretësirave jo-elektrolitike. Kjo, në veçanti, shpjegon rritjen e osmozës. presioni në krahasim me vlerën e parashikuar nga ligji i Van't Hoff-it (shih Osmozë), një rënie në presionin e avullit të tretësit mbi tretësirë ​​në krahasim me ligjin e parashikuar të Raoult, etj. Prania e joneve përcakton gjithashtu klasifikimin e ZGJIDHJE ELEKTROLITORE, sidomos teorike. qasjet në krahasim me klasat e tjera të zgjidhjeve. Naib. studioi tretësirat ujore të ELEKTROLITIT., duke luajtur një rol të rëndësishëm në shumë biologjike, gjeologjike. dhe teknologjisë. proceset. ZGJIDHJE ELEKTROLITIKE jo ujore shërbejnë si një mjet për sintezën dhe proceset elektrokimike, përdoren në teknologjitë moderne (krijimi i burimeve të reja kimike të rrymës, Panele diellore, proceset e ndarjes së substancave etj.).

Koeficienti izotonik për tretësirat e elektrolitit është gjithmonë më i madh se uniteti, dhe me hollimin e tretësirës i rritet në një vlerë të plotë.

Për të shpjeguar tiparet e vetive të tretësirave të elektrolitit, S. Arrhenius propozoi një teori të disociimit elektrolitik bazuar në postulatet e mëposhtme:

1.Elektrolitet në tretësirë ​​zbërthehen në jone - shpërbëhen;

2. Shkëputja është një proces ekuilibri i kthyeshëm;

3. Forcat e bashkëveprimit të joneve me molekulat e tretësit dhe me njëra-tjetrën janë të vogla (dmth. tretësirat janë ideale). Shpërndarja e elektroliteve në tretësirë ​​ndodh nën veprimin e molekulave të tretësit polare; prania e joneve në një tretësirë ​​përcakton përçueshmërinë e saj elektrike. Për të vlerësuar plotësinë e disociimit në teorinë e disociimit elektrolitik, prezantohet koncepti i shkallës së disociimit α, i cili është i barabartë me raportin e numrit të molekulave n, të zbërthyera në jone, me numrin total të molekulave N: alfa. = n \ N

24 ... ELEKTROLITE TE FORTE DHE TE DOBET

Substancat zakonisht quhen elektrolite të forta, shkalla e dukshme e shpërbërjes së të cilave në tretësirë ​​kalon 30% (a> 0.3). Per nje< 3% (a < 0,03) электролиты считают слабыми, в других случаях о них говорят как об электролитах средней силы.

Forca e elektroliteve karakterizohet në mënyrë sasiore nga shkalla e disociimit. Shkalla e disociimit (a) është raporti i numrit të molekulave të shpërbëra në jone (Ndis.) me numrin total të molekulave të substancës së tretur (Ntotal):

Shkalla e disociimit shprehet në fraksione të njësisë ose në përqindje. Meqenëse numri i përgjithshëm i molekulave të një lënde në një tretësirë ​​është në proporcion me sasinë e substancës së saj dhe përqendrimin e saj molar.

Elektrolitet me a = 1 klasifikohen si te forte, ne elektrolit te dobet a< 1.

Shkalla e disociimit zakonisht përcaktohet duke matur përçueshmërinë elektrike të tretësirave, e cila është drejtpërdrejt proporcionale me përqendrimin e joneve që lëvizin lirshëm. Në këtë rast, fitohen vlera jo të vërteta a, por të dukshme. Ato janë gjithmonë më pak se vlerat e vërteta të një, pasi kur lëvizin në elektroda, jonet përplasen dhe pjesërisht zvogëlojnë lëvizshmërinë e tyre, veçanërisht në përqendrimin e tyre të lartë në tretësirë, kur lind tërheqja elektrostatike midis joneve. Për shembull, kuptimin e vërtetë shkalla e shpërbërjes elektrolitike të HCl në një tretësirë ​​të holluar është 1, në një tretësirë ​​1 M a = 0,78 (78%) në 18 ° C, megjithatë, kjo zgjidhje nuk përmban 22% të molekulave të HCl të padisociuara, pothuajse të gjitha molekulat janë të disociuara .

Elektrolitet që shpërndahen pothuajse plotësisht në një tretësirë ​​ujore të holluar quhen elektrolite të fortë.

Pothuajse të gjitha kripërat, shumë acide inorganike (H2SO4, HNO3, HClO4, acidet halogjene, përveç HF, etj.), Hidroksidet e elementit s (përveç Be (OH) 2 dhe Mg (OH) 2) i përkasin elektroliteve të forta në ujë. Zgjidhjet. Vlerat e dukshme të këtyre elektroliteve variojnë nga 70 në 100%. Shpërbërja e elektroliteve të forta është një proces pothuajse i pakthyeshëm.

Elektrolitet që disociohen pjesërisht në një tretësirë ​​ujore të holluar quhen të dobët. Shpërndarja e elektroliteve të dobëta është një proces i kthyeshëm.

Shpërndarja e elektroliteve të dobëta është një proces i kthyeshëm. Për të ndarë një elektrolit të dobët binar KA:

bazuar në ligjin e veprimit masiv, lidhja e mëposhtme është e vërtetë:

Konstanta e ekuilibrit në këtë rast quhet konstanta e disociimit (konstanta e jonizimit). Si çdo konstante ekuilibri, konstanta e disociimit varet nga natyra e substancës shpërbërëse dhe tretësi, temperatura dhe nuk varet nga përqendrimi i tretësirës.

Konstanta e disociimit është një karakteristikë e rëndësishme e elektroliteve të dobëta. Sa më e ulët të jetë vlera e Kd, aq më i dobët disociohet elektroliti në një tretës të caktuar.

Kd shoqërohet me një varësi të thjeshtë. Nëse përqendrimi total molar i elektrolitit në tretësirë ​​përcaktohet si SCA, atëherë për elektrolitet binare përqendrimet e joneve Ky + dhe Ax- do të jenë të barabarta me a · CKA. Është e qartë se

Një CKA,

CKA - a CKA = CKA (1-a),

Varësia që rezulton është një shprehje matematikore e ligjit të hollimit Ostwald (1888): shkalla e shpërbërjes së një elektroliti të dobët rritet me hollimin e tretësirës në proporcion të zhdrejtë me rrënjën katrore të përqendrimit të tij molar.

25. konstante e autoprotolizës së ujit, pH.

Uji i përket elektroliteve të dobëta.Ekuacionet e vetërealizimit janë si më poshtë:

H2O + H2O = H3O (+) + OH (+) k = \ = 1,8 * 10 (-16)

H2O = H (+) + OH (-)

Meqenëse shkalla e tretjes së ujit është e vogël, përqendrimi i mos tretjes së molekulave të ujit = përqendrimi total.

Nëse përqendrimi i protoneve të hidrogjenit është më i lartë.

pH = 7-neutral

pH> 7 alkaline

S është një funksion i gjendjes së sistemit, i quajtur entropia. Entropia karakterizon shkallën e çrregullimit (kaosit) të gjendjes së sistemit. Njësitë e entropisë janë J / (mol · K).

Entropia absolute e substancave dhe ndryshimi i entropisë në procese

Në temperaturat zero absolute (T = 0 K), entropia e një kristali ideal të çdo substance ose përbërjeje të thjeshtë të pastër është zero. Zhdukja e S në 0 K lejon llogaritjen e vlerave absolute të entropive të substancave në bazë të të dhënave eksperimentale mbi varësinë nga temperatura e kapacitetit të nxehtësisë.

Ndryshimi i entropisë në proces shprehet me ekuacionin:

S = S (vazhdim) - S (jashtë),

ku S (prod.) dhe S (jashtë.) janë përkatësisht entropitë absolute të produkteve të reaksionit dhe materialeve fillestare.

Në nivel cilësor, shenja Reaksionet S mund të vlerësohen nga ndryshimi i vëllimit të sistemitV si rezultat i procesit. ShenjëV përcaktohet nga ndryshimi i sasisë së substancës së reagentëve të gaztë n Pra, për reaksionin CaCO 3 (k) = CaO (k) + CO 2 (g):

(n r = 1) V> 0, pra S> 0.

Për reaksionin C (grafit) + 2H 2 (g) = CH 4 (g)

(D n r = -1) V 0, pra S 0.

Entropia standarde

Vlerat e entropisë zakonisht i referohen gjendjes standarde. Më shpesh, vlerat e S konsiderohen në P = 101,325 kPa (1 atm) dhe temperatura T = 298,15 K (25 rreth C). Entropia në këtë rast shënohet S rreth 298 dhe quhet entropia standarde në T = 298,15 K. Duhet theksuar se entropia e materies S (S o) rritet me rritjen e temperaturës.

Entropia standarde e arsimit

Entropia standarde e formacionit S о f, 298 (ose S o arr, 298) është ndryshimi i entropisë gjatë formimit të një substance të caktuar (zakonisht 1 mol) në një gjendje standarde nga substanca të thjeshta që janë gjithashtu në gjendje standarde.

Energjia e Gibbs-it

G është një funksion i gjendjes së sistemit të quajtur Energjia e Gibbs-it . Energjia e Gibbs është e barabartë me:

Është e pamundur të përcaktohet vlera absolute e energjisë Gibbs, por është e mundur të llogaritet ndryshimi G si rezultat i procesit.

Kriteri për ecurinë spontane të procesit: në sistemet në P, T = konst, vetëm proceset e shoqëruara nga një ulje e energjisë Gibbs mund të vazhdojnë spontanisht
(G 0). Me arritjen e ekuilibrit në sistem G = 0.

Energjia standarde e formimit Gibbs

Energjia standarde e Gibbs-it e formimit G о f, 298 (ose G o arr, 298) është ndryshimi në energjinë Gibbs gjatë formimit të një substance të caktuar (zakonisht 1 mol) në gjendje standarde nga substanca të thjeshta që janë gjithashtu në gjendje standarde, dhe substanca të thjeshta janë të pranishme në gjendjet më të qëndrueshme termodinamikisht. në një temperaturë të caktuar.

Për substancat e thjeshta në formën më të qëndrueshme termodinamikisht, G rreth f, 298 = 0.

Entalpia, faktori i entropisë dhe drejtimi i procesit

Le të analizojmë ekuacionin G o T = N o T - T S o T. Në temperatura të ulëta TS rreth T është i vogël. Prandaj, shenja G o T përcaktohet kryesisht nga vlera H rreth T (faktori entalpi). Në temperaturat e larta T S о Т - vlerë e madhe, shenja D G rreth T përcaktohet edhe nga faktori i entropisë. Në varësi të raportit të entalpisë ( H rreth T) dhe entropia (T S o T) faktorët, ekzistojnë katër opsione për proceset.

Shembuj të zgjidhjes së problemeve

Duke përdorur të dhënat e referencës termodinamike, llogaritni ndryshimin e entropisë në reaksion në 298,15 K:

4 NH 3 (g) + 5O 2 (g) = 4NO (g) + 6H 2 O (g).

Shpjegoni shenjën dhe madhësinë e S о.

Zgjidhje. Vlerat e entropive standarde të materialeve fillestare dhe produkteve të reagimit janë dhënë më poshtë:

S o ch.r., 298 = 4S o 298 (JO (g)) + 6S o 298 (H 2 O (g)) - 4S o 298 (NH 3 (g)) - 5S o 298 (O 2 (g)) = 4 × 210,64 + 6 × 69,95 - 4 × 192,66 - 5 × 205,04 = - 533,58 J / K

Në këtë reagim, V 0 (n r = - 5), dhe për këtë arsye Kështu që pikturë vaji, 298

... Duke përdorur të dhënat e referencës termodinamike, llogaritni entropinë standarde të formimit të NH 4 NO 3 (j). A ndryshon entropia standarde e formimit të NH 4 NO? 3 (k) të entropisë standarde të këtij komponimi?

Zgjidhje. Entropia standarde e formimit NH 4 NO 3 Ndryshimi i entropisë në proces është përgjegjës:

N (d) + 2H 2 (g) + 3 / 2O 2 (g) = NH 4 NO 3 (j); S о f, 298 (NH 4 NO 3 (k)) =?

Vlerat e entropive standarde të materialeve fillestare dhe produkteve të reagimit janë dhënë më poshtë:

S o ch.r., 298 = S o f, 298 (NH 4 NR 3 (k)) = S o 298 (NH 4 NR 3 (k)) - S o 298 (N 2 (g)) - 2S rreth 298 (H 2 (d)) - 3 / 2S rreth 298 (O 2 (d)) = 151,04-191,50-2 × 130,52-3 / 2 × 205,04 = - 609,06 J / (mol · K).

Entropia standarde e formimit të NH 4 NO 3 (k), e barabartë me - 609,06 J / (mol K), ndryshon nga entropia standarde e nitratit të amonit S rreth 298 (NH 4 NR 3 (k)) = +151,04 J / (mol K) si në madhësi ashtu edhe në shenjë. Duhet mbajtur mend se entropitë standarde të substancave S janë rreth 298 është gjithmonë më e madhe se zero, ndërsa vlerat S 0 f, 298 zakonisht janë shenja të alternuara.

Ndryshimi në energjinë Gibbs të një reaksioni

2H 2 (g) + O 2 (g) = 2 H 2 O (g)

është e barabartë me G rreth 298 = -474,46 kJ. Pa kryer llogaritjet termodinamike, përcaktoni se me cilin faktor (entalpi ose entropi) zhvillohet ky reaksion në 298 K dhe si do të ndikojë një rritje e temperaturës në rrjedhën e këtij reaksioni.

Zgjidhje. Meqenëse rrjedha e reaksionit në shqyrtim shoqërohet me një rënie të konsiderueshme të vëllimit (36 ml ujë të lëngshëm formohet nga 67,2 L të substancave fillestare), ndryshimi në entropinë e reaksionit S. O<0. Поскольку G rreth 298 reaksioni është më i vogël se zero, atëherë ai mund të vazhdojë në një temperaturë prej 298 K vetëm për shkak të faktorit entalpi. Një rritje e temperaturës zvogëlon rendimentin ekuilibër të ujit, pasi T S rreth<0.

Duke përdorur të dhënat e referencës termodinamike, përcaktoni nëse reaksioni mund të vazhdojë spontanisht në 298,15 K:

C 4 H 10 (g) = 2C 2 H 4 (g) + H 2 (g).

G o ch.r., 298 = 2G o f, 298 (C 2 H 4 (g)) + G rreth f, 298 (H 2 (g)) - G rreth f, 298 (C 4 H 10 (g)) = 2 × 68,14 + 17,19 = 153,47 kJ.

G o kimi, 298> 0, pra, në T = 298,15 K, reaksioni nuk do të vazhdojë spontanisht.

S o ch.r., 298 = 2S o 298 (C 2 H 4 (g)) + S rreth 298 (H 2 (g)) - S rreth 298 (C 4 H 10 (g)) = 2 × 219, 45 + 130,52 - 310,12 = +259,30 J / K.

Që nga S o ch.r., 298> 0, pastaj në një temperaturë T> H o / S vlera e G o kimi, 298 do të bëhet negativ dhe procesi do të mund të vazhdojë spontanisht.

Duke përdorur të dhënat e referencës në G o f, 298 dhe S rreth 298, përcaktojnë H rreth 298 reaksione N 2 O (d) + 3H 2 (g) = N 2 H 4 (d) + H2O (g).

Zgjidhje. Vlerat e energjive standarde të Gibbs dhe entropive të materialeve fillestare dhe produkteve të reagimit janë dhënë më poshtë:

G o ch.r., 298 = G o f, 298 (N 2 H 4 (g)) + G o f, 298 (H 2 O (g)) - G o f, 298 (N 2 O (g)) - 3 G o f, 298 (H 2 (d)) = 159,10 + (–237,23) - 104,12 - 0 = –182,25 kJ.

S o ch.r., 298 = S о 298 (N 2 H 4 (g)) + S о 298 (H 2 O (l)) - S о 298 (N 2 O (g)) - 3S о 298 (H 2 (d)) = 238,50 + 69,95 - 219,83 –3 × 130,52 = –302,94 J / K.

G rreth 298 = Nr 298 - T S rreth 298 ... Duke zëvendësuar në këtë ekuacion vlerat e H rreth 298 dhe T S rreth 298, marrim:

N rreth 298 = –182,25 × 10 3 + 298 · (–302,94) = –272526,12 J = –272,53 kJ.

Duhet theksuar se meqenëse S rreth 298 shprehet në J / (mol × K), pastaj gjatë kryerjes së llogaritjeve G 0 298 është gjithashtu e nevojshme të shprehet në J ose sasia S 0 298 përfaqësojnë në kJ / (mol K).

Detyrat për zgjidhje të pavarur

11.1.S o f, 298 NaHCO 3 (j).

11.2.Zgjidhni një proces ndryshimi i energjisë së Gibbs-it të të cilit korrespondon me energjinë standarde të Gibbs-it të formimit të NO 2 (g):

a) JO ( d) + 1 / 2O2 (g) = JO 2 (d); D

V> 0 (D n r = 7),
prandaj D S o kimia, 298> 0, e cila vërtetohet nga llogaritja.

11.4. Duke përdorur të dhënat e referencës, përcaktoni mundësinë themelore të vazhdimit të reagimit në 298,15 K:

NiO (j) + C (grafit) = Ni (k) + CO (G) .

Nëse reaksioni nuk vazhdon spontanisht në 298,15 K, vlerësoni mundësinë e zhvillimit të tij në temperatura më të larta.

11.5.Llogaritni energjinë standarde të Gibbs-it të formimit D G o f, 298 C 2 H 5 OH (g) duke përdorur të dhënat e referencës për vlerat e D H rreth f, 298 dhe S rreth 298.

11.6.Duke përdorur të dhënat e referencës, përcaktoni entropinë standarde të formimit Kështu, dy procese zhvillohen në mënyrë spontane.
Meqenëse vlera e D G o edhe 1 negativ,
atëherë procesi i reduktimit të magnezit do të vazhdojë në mënyrë më efikase në 298 K.

11.8.Përdorimi i të dhënave të referencës për vlerat e S rreth 298, përcaktoni mundësinë e rrjedhjes spontane në një sistem të izoluar në 298 K të procesit:
KClO 3 (k) = KCl (k) + 3 / 2O 2 (k).

11.9.Duke përdorur të dhënat e referencës, llogaritni në 298 K ndryshimin në entropinë në proces:
H 2 (g) + 1 / 2O 2 (g) = H 2 O (g).

11.10.Bazuar në të dhënat e referencës, vlerësoni temperaturën e reduktimit të WO 3 (k) me hidrogjen:
WO 3 (q) + 3H 2 (g) = W (q) + 3H 2 O (g).

© Fakulteti i Shkencave të Natyrës DI. Mendelejevi. 2013 g.

PLANI

HYRJE 2

ENERGJIA GIBBS 3

KONKLUZION 14

LISTA E LITERATURËS SË PËRDORUR 15

PREZANTIMI

Në abstraktin tim, unë do të flas për energjinë e Gibbs.

Gibbs Josiah Willard (1839-1903), fizikan teorik amerikan, një nga themeluesit e termodinamikës dhe mekanikës statistikore. Ai zhvilloi teorinë e potencialeve termodinamike, zbuloi gjendjen e përgjithshme për ekuilibrin e sistemeve heterogjene - rregullin e fazës, nxori ekuacionet Gibbs - Helmholtz, Gibbs - Duhem, ekuacionin e adsorbimit Gibbs. Krijoi një ligj themelor të fizikës statistikore - shpërndarjen e Gibbs. Ai ofroi një paraqitje grafike të gjendjes së një sistemi me tre komponentë (trekëndëshi Gibbs). Ai hodhi themelet e termodinamikës së dukurive sipërfaqësore dhe proceseve elektrokimike. Prezantoi konceptin e adsorbimit.

ENERGJIA GIBBS

Në fillim të punës sime, mendoj se është e nevojshme të prezantoj konceptet bazë të teorisë Gibbs.

RREGULLI I FAZËS SË GIBBS-it në termodinamikë: numri i fazave që bashkëjetojnë në ekuilibër në çdo sistem nuk mund të kalojë numrin e komponentëve që formojnë këto faza plus, si rregull, 2. Themeluar nga J.W. Gibbs në 1873-76.

ENERGJIA GIBBS (potenciali izobarik-izotermik, entalpia e lirë), një nga potencialet e sistemeve termodinamike. Shënohet G, përcaktohet nga diferenca midis entalpisë H dhe produkti i entropisë S për temperaturën termodinamike T: G = H - T S... Një proces ekuilibri izotermik pa shpenzimin e forcave të jashtme mund të vazhdojë spontanisht vetëm në drejtim të zvogëlimit të energjisë Gibbs derisa të arrihet minimumi i saj, i cili korrespondon me gjendjen e ekuilibrit termodinamik të sistemit. Emërtuar për J.W. Gibbs.

POTENCIALET TERMODINAMIKE, funksionet e vëllimit, presionit, temperaturës, entropisë, numrit të grimcave dhe parametrave të tjerë makroskopikë të pavarur që karakterizojnë gjendjen e një sistemi termodinamik. Potencialet termodinamike përfshijnë energjinë e brendshme, entalpinë, potencialin izokorik-izotermik (energjia Helmholtz), potencialin izobarik-izotermik (energjia Gibbs). Duke ditur çdo potencial termodinamik si funksion i grupit të plotë të parametrave, mund të llogaritet çdo karakteristikë makroskopike e sistemit dhe të llogariten proceset që ndodhin në të.

SHPËRNDARJA GIBBS kanonike, shpërndarja e probabiliteteve të gjendjeve të ndryshme të një sistemi makroskopik me vëllim konstant dhe numër konstant grimcash, i cili është në ekuilibër me mjedisin e një temperature të caktuar; nëse sistemi mund të shkëmbejë grimca me mjedisin, atëherë shpërndarja e Gibbs quhet kanonike e madhe. Për një sistem të izoluar, shpërndarja mikrokanonike e Gibbs është e vlefshme, sipas së cilës të gjitha mikrogjendjet e sistemit me një energji të caktuar janë njësoj të mundshme. Emërtuar pas J.W. Gibbs, i cili zbuloi këtë shpërndarje.

Reaksionet e lidhjes së radikalëve me komponimet e pangopura qëndrojnë në themel Teknologji moderne duke marrë polimere, kopolimere dhe oligomere. Këto reaksione ndodhin gjatë plasaritjes së hidrokarbureve, halogjenimit të olefinave dhe oksidimit të përbërjeve të pangopura. Ato përdoren gjerësisht në sintezën e komponimeve dhe barnave të ndryshme. Reaksionet e shtimit të atomeve të hidrogjenit dhe përbërjeve hidroksile në përbërje të pangopura dhe aromatike shoqërojnë fotolizën dhe radiolizën e materialeve organike dhe objekteve biologjike.

lidhja e dyfishtë C = C prishet dhe formohet lidhja C X. Si rregull, ajo që rezulton
Lidhja  - është më e fortë se lidhja  -C C, dhe për këtë arsye reaksioni i shtimit është ekzotermik. Kjo shihet qartë nga krahasimi i entalpisë së reaksionit  N dhe forca e lidhjes që rezulton D(EtX) në skedën. një.

Një tjetër faktor i rëndësishëm, e cila ndikon në entalpinë e reaksionit, është energjia e stabilizimit të radikalit që rezulton XCH 2 C  H 2 Y: sa më e madhe të jetë kjo energji, aq më e madhe është nxehtësia e shtimit të radikalit X  në olefin. Energjia e stabilizimit mund të karakterizohet, për shembull, nga ndryshimi në forcën e lidhjeve C H në përbërjet Pr H dhe EtYHC H. Më poshtë janë të dhënat që karakterizojnë kontributin e energjisë së stabilizimit të CH 3 CH 2 C  Radikali H 2 Y i formuar si rezultat i shtimit të radikalit metil tek monomeri CH 2 = CHY, në entalpinë e këtij reaksioni.

Tabela 1.

Entalpia, entropia dhe energjia Gibbs e shtimit të atomeve dhe radikalëve X  ndaj etilenit.

X 	H, kJ mol  1	S, J mol  1 K  1	G(298 K), kJ mol  1
H 
Cl 
C  H 3
Unë 2 C  H
PhC  H 2
N  H 2
HO 
CH 3 O 
HO 2 

Mund të shihet se sa më e lartë të jetë energjia e stabilizimit të radikalit, aq më e ulët është entalpia e reaksionit.

Të gjitha reaksionet e shtimit vazhdojnë me një ulje të entropisë, pasi dy grimca kombinohen në një (shih Tabelën 8.1). Për shkak të kësaj, për reaksionet e shtimit, energjia Gibbs, dhe në një temperaturë mjaft të lartë, reaksioni ekzotermik i shtimit është i kthyeshëm, pasi  G= HT S.

Çdo proces (reaksion) ndikohet nga dy faktorë:

Enatlipine (exo ose endo) - Δ H;

Entropik (ТΔS).

Kur kombinohen këta dy faktorë, marrim:

ΔН - ТΔS = ΔG

G = H - TS - Energjia e Gibbs.

Kuptimi fizik i Gibbs Energy:

Përfundim: gjendja e ekuilibrit termodinamik është jashtëzakonisht e qëndrueshme, pasi në konstante P, T, sistemi nuk mund të dalë nga gjendja e ekuilibrit, pasi prodhimi është i barabartë me rritjen e energjisë Gibbs.

Në mënyrë që sistemi të dalë nga ekuilibri, është e nevojshme të ndryshohet çdo faktor i jashtëm (P, T, përqendrimi, e kështu me radhë).

Ekziston një koncept i gjendjes standarde të Gibbs:

ΔG f 0 298 [kJ / mol] është një vlerë referencë.

ΔG 298 = Σn i Δ * ΔG f 0 298 - Σn j Δ * ΔG f 0 298

reagent produkti

shumica e proceseve zhvillohen në t më të larta se ai standard (298). Për të kthyer energjinë e Gibbs-it në temperatura më të larta, kërkohen të dhëna referencë për kapacitetet e nxehtësisë, të dhëna të paraqitura në funksion të temperaturës.

Në librat e referencës, këto të dhëna zakonisht paraqiten në formën e një serie fuqie.

C p 0 = a + bT + cT 2 + c'T -2

ku a, b, c, c 'janë të ndryshme për secilën substancë.

ΔC p 0 = Δa + ΔbT + ΔcT 2 + Δc ’T -2

Ku Δa, Δb, Δc, Δc '- duke qenë funksione të gjendjes, llogariten me formulat:

Δa = Σn i a - Σn j a

reagent produkti

Δb = Σn i b - Σn j b

reagent produkti

Δc = Σn i c - Σn j c

reagent produkti

Termodinamika e ekuilibrave fazor. Ekuilibri fazor në sistemet heterogjene. Rregulla e Fazës Gibbs.

Ekuilibri i fazës përfshin tranzicione të tipit:

Faza e ngurtë në ekuilibër me lëngun (shkrirje - kristalizimi);

Faza e lëngshme në ekuilibër me avull (avullim - kondensim);

Faza e ngurtë në ekuilibër me avull (sublimim - sublimim).

Konceptet themelore të rregullit të fazës:

Faza (F) është një pjesë e sistemit që ka ndërfaqe me pjesët e tjera të tij.

Komponenti (k) është një përbërës kimikisht homogjen i sistemit që ka të gjitha vetitë e tij.

Numri i shkallëve të lirisë (C) është numri i variablave të pavarur që mund të ndryshohen në mënyrë arbitrare pa ndryshuar numrin e fazave në sistem.

(S, F, K) S = K - F +2

Ekziston një rregull i fazës Gibbs.

Ekzistojnë sisteme me një komponent, dy komponentë, tre komponentë (K = 1, K = 2, K = 3).

C min = 1 - 3 + 2 = 0

C max = 1 - 1 + 2 = 2

Për të përshkruar sistemet me një komponent, u zgjodhën koordinatat e mëposhtme:

P (presioni i avullit të ngopur)

T (temperatura)

dP / dT = ΔH p.p. / (T f.p. * ΔV)

kjo varësi mbetet e vlefshme për absolutisht të gjitha tranzicionet fazore.

R c

TV. G. a

b Avulli

Çdo rresht i diagramit korrespondon me tranzicionin e vet fazor:

Оb TV. - J.

Oa J. - Avulli

OS TV. - Avulli

Fushat e grafikut: faza e ngurtë, faza e lëngët, avulli.

T kr .: Avull - Gaz

Fusha e fazës:

С = 2 (në kufijtë С max)

C = 1 (në rreshta)

Pika O - korrespondon me bilancin e tre fazave: TV. - F - Avulli.

С = 0 - kjo do të thotë që as temperatura dhe as presioni nuk mund të ndryshohen.

Le të ndalemi tani në potencial kimik- një sasi që përcakton karakteristikat termodinamike jo të sistemit në tërësi, por të një molekule në këtë sistem.

Nëse i shtojmë molekulë për molekulë sistemit në presion konstant, atëherë shtimi i çdo grimce të re kërkon saktësisht të njëjtën punë si shtimi i çdo të mëparshme: vëllimi i sistemit do të rritet, por dendësia e sistemit - dhe intensiteti i ndërveprimeve në të - nuk do të ndryshojë. Prandaj, është e përshtatshme të përcaktohet gjendja termodinamike e një molekule në një sistem me vlerën e lirë energji Gibbs G, pjesëtuar me numrin e molekulave N,

m = G / N

thirrur potencial kimik(dhe meqenëse në fazën e lëngët ose të ngurtë dhe presionet e ulëta F "G, pastaj këtu m » F / N). Nëse N nuk do të thotë numri i molekulave, por, si zakonisht, numri i moleve të molekulave, atëherë m gjithashtu nuk i referohet një molekule, por një molekulash.

Potenciali kimik - ose, në mënyrë ekuivalente, i lirë energji Gibbs për molekulë - do të jetë e dobishme në pjesën e dytë të leksionit të sotëm, kur bëhet fjalë për shpërndarjen e molekulave ndërmjet fazave. Fakti është se molekulat rrjedhin nga faza ku potenciali i tyre kimik është më i lartë në atë ku potenciali i tyre kimik është më i ulët - kjo ul totalin e lirë. energji sistemit dhe e afron atë me ekuilibrin. Dhe në ekuilibër, potenciali kimik i molekulave në një fazë është i barabartë me potencialin kimik të të njëjtave molekula në fazën tjetër.

V Kohët e fundit Gjatë studimit të vetive të sistemeve të plastifikuara, u zbuluan fakte eksperimentale që bien ndesh me konceptet e pranuara përgjithësisht dhe në një numër rastesh nuk morën shpjegimin e duhur. Kjo ka të bëjë me termodinamikën e sistemeve të plastifikuara, përcaktimin e temperaturës së kalimit të qelqit (T c) dhe vlerësimin e vetive të sistemeve që përmbajnë sasi relativisht të vogla të plastifikuesit. Këto fakte kanë një rëndësi të madhe për praktikën dhe teorinë, ato lidhen me metastabilitetin e sistemeve të plastifikuara dhe me përdorimin e gabuar të disa metodave të studimit të vetive të tyre.

Dihet se të gjitha sistemet ndahen në të qëndrueshme ose të qëndrueshme, të paqëndrueshme ose të paqëndrueshme dhe metastabile, të cilat janë më të zakonshmet. Prandaj, studimi i vetive termofizike të sistemeve metastabile ka një rëndësi të madhe.

Një sistem metastabil është i qëndrueshëm në lidhje me të gjitha sistemet që ndryshojnë pafundësisht pak nga ai, por ka të paktën një sistem në lidhje me të cilin ai është i paqëndrueshëm. Gjendja A, me energjinë më të ulët të Gibbs-it, është vërtet e qëndrueshme, dhe gjendja B, me energjinë më të lartë të Gibbs-it, është një gjendje metastabile në lidhje me gjendjen A. Megjithatë, që sistemi të shkojë nga gjendja B në gjendjen A, është e nevojshme. për të kapërcyer pengesën e mundshme. Nëse energjia e trazimit është më e vogël se barriera e mundshme, atëherë sistemi mbetet në gjendjen B.

Stabiliteti i sistemeve të tilla varet nga raporti i kohës së relaksimit (p) dhe kohës së eksperimentit (op); koha e përvojës nënkupton jo vetëm kohën e përvojës laboratorike, por edhe kohën e ruajtjes dhe funksionimit të produktit. Nëse
p >> op, atëherë sistemi mund të jetë në një gjendje metastabile për një kohë të pakufizuar dhe nuk ndryshon nga një sistem vërtet i qëndrueshëm. Prandaj, termi "joekuilibër" nuk duhet të zbatohet për të. Përkundrazi, termi "ekuilibër metastabile" tani përdoret gjerësisht. Sistemi në gjendjen A është në ekuilibër të vërtetë, dhe sistemi në gjendjen B është në ekuilibër metastabile.
Gjendja metastabile është tipike për sistemet polimer për shkak të madhësisë shumë të madhe të makromolekulave të polimerit dhe p. Sisteme të tilla, për shembull, mund të merren me shuarje, d.m.th. ftohja e shpejtë e polimerit ose përzierjes së polimerit në një temperaturë dukshëm nën T c të tyre. Në këtë rast, struktura e sistemit nuk ndryshon dhe struktura që i jepet atij në një temperaturë më të lartë mbetet. Kjo do të thotë se sistemi "kujton" të kaluarën e tij. Sisteme të tilla quhen sisteme "memorie". Shumë punime i janë kushtuar studimit të vetive të tyre dhe po zhvillohet termodinamika e këtyre sistemeve. Këto veti varen nga historia e sistemeve. Sistemet e memories përfshijnë të gjithë polimerët dhe përbërjet polimere që janë në temperatura shumë më të ulëta se Tc e tyre. Koha e relaksimit të proceseve që ndodhin në to është shumë e gjatë, dhe për këtë arsye polimeret e qelqtë në T<< Тс рассматривают как равновесные. К таким системам применимы законы классической термодинамики.

Me rëndësi të madhe është afiniteti termodinamik i polimerit për plastifikuesin, i cili vlerësohet me të njëjtat parametra si afiniteti i polimerit për tretësit: vlera dhe shenja e energjisë Gibbs (G) të përzierjes, parametri i Flory- Ndërveprimi i Huggins (1), dhe koeficienti i dytë virial (A2). Vlera G mund të përcaktohet në dy mënyra. Metoda e parë konsiston në përcaktimin e drejtpërdrejtë të G bazuar në të dhënat eksperimentale mbi presionin e avullit të plastifikuesit mbi sistemin e plastifikuar ose në presionin e fryrjes. Plastifikuesit janë lëngje jo të avullueshme, prandaj matja e presioneve të tyre të ulëta kërkon metoda të veçanta. Metoda e efuzionit e përdorur për këtë qëllim ka shumë disavantazhe. Më e saktë është metoda për përcaktimin e presionit të fryrjes, e cila është përdorur prej kohësh në studimin e vetive të etereve të celulozës së plastifikuar. Është aplikuar me sukses në studimin e afinitetit të vullkanizuesve të gomës ndaj tretësve të ndryshëm.

Përcaktimi i polimereve të plastifikuar G mund të kryhet duke përdorur metodën e propozuar për përzierjet e polimereve. Për këtë, është e nevojshme të matet G e përzierjes së polimerit, plastifikuesit dhe përzierjeve të tyre me çdo lëng me peshë molekulare të ulët që është pafundësisht i përzier me to. Energjia Gibbs e përzierjes mund të përcaktohet bazuar në të dhënat e shpërndarjes së dritës të tretësirave. Kjo metodë, e paraqitur nga Wux për një sistem të lëngshëm-lëng, u përdor për herë të parë për sistemet polimer-tretës në punë.

Metoda e dytë për përcaktimin e vlerës së G konsiston në llogaritjen e këtij parametri në bazë të entalpisë së matur eksperimentalisht dhe entropisë së përzierjes së polimerit me plastifikuesin. Ajo llogaritet me ekuacionin: G = H - TS. Entalpia e përzierjes llogaritet sipas ligjit të Hess-it, siç përshkruhet më sipër, entropia e përzierjes përcaktohet në bazë të varësisë nga temperatura e kapacitetit të nxehtësisë së sistemeve të plastifikuara, e matur me një kalorimetër skanues. Vlen të përmendet kjo metodë. Sidoqoftë, në kuadrin e termodinamikës klasike, vlerat absolute të entropisë mund të merren vetëm duke ekstrapoluar varësinë eksperimentale të temperaturës së nxehtësisë specifike në zero absolute. Kjo është bërë në punë, dhe në punë është përdorur një metodë e përafërt e llogaritjes së vlerave të S 0, kur të gjitha vlerat e entropisë janë marrë pa terma zero. Kjo mund të çojë në gabime. Nga sa më sipër rezulton se është e nevojshme të zhvillohen metoda të ndryshme që duhet të japin të njëjtat rezultate. Kjo kërkon që rezultatet e marra me metoda të ndryshme të krahasohen dhe diskutohen sistematikisht.

PËRFUNDIM

Në punën time, mora parasysh energjinë e Gibbs-it dhe konceptet që lidhen me këtë teori. Unë fola për potencialet termodinamike, rregullat e fazës, shpërndarjen e Gibbs-it, entalpinë, entropinë dhe natyrisht vetë energjinë e Gibbs-it.

Kontributet e Josiah Willard Gibbs në shkencë janë të rëndësishme. Punimet dhe kërkimet e tij shërbyen si bazë për zhvillimet shkencore të ndjekësve të tij, dhe gjithashtu kanë një rëndësi praktike.

LISTA E LITERATURËS SË PËRDORUR:

Fizika termike e lëngjeve metastabile. Sverdlovsk, UC AN SSSR, 1987.

Prigogine I., Defey R. Termodinamika kimike. Per. nga anglishtja Ed. V.A. Mikhailova. Novosibirsk, Shkencë, 1966.

Kubo R. Termodinamika. Per. nga anglishtja Ed. D.M. Zubareva, N.M. Placidet. M. Mir, 1970.

A.A. Tager Peshë të lartë molekulare Comm., 1988, t.A30, Nr.7, f. 1347.

A.A. Tager Fizokimia e polimereve. M., Kimi, 1978.

L.V. Novikova dhe të tjera.Plast. masat, 1983, nr.8, f. 60.

energji Gibbs në formën e mëposhtme: ndryshim energji Gibbs me formimin e dhënë ... ndonjë nga potencialet termodinamike: të brendshme energji U, entalpia H, energji Gibbs G, energji Helmholtz A, subjekt i qëndrueshmërisë ...

1. Termodinamika e qëndrueshmërisë kimike të lidhjeve të sistemit Mn-Si

   Teza >> Kimi

   ... Energjisë Gibbs Reaksionet 2 dhe 3 përshkruhen nga ekuacionet e varësisë nga temperatura: Energjisë Gibbs Reaksioni 1 mund të gjendet duke kombinuar energjitë Gibbs... ATM. Zëvendësimi në shprehje për energjitë kuptimi i përzierjes energjitë Gibbs reagimet (1) - (4), marrim ...

2. Kimia koloidale. Shënime leksioni

   Abstrakt >> Kimi

   Gjithmonë> 0. Sipërfaqja e brendshme energji njësi sipërfaqe më shumë se sipërfaqe energji Gibbs(*) në ​​nxehtësinë e formimit ..., pra ekuacioni Gibbs-Helmholtz (**) që lidh sipërfaqen e plotë energji ose entalpi me energji Gibbs në këtë rast...

Kthimi