Термодинамические потенциалы. Энергия Гиббса. Энергия Гельмгольца. Изменение термодинамических потенциалов как критерий равновесия и самопроизвольности процессов.
Термодинамические потенциалы — внутренняя энергия, рассматриваемая как функция энтропии и обобщённых координат (объёма системы, площади поверхности раздела фаз, длины упругого стержня или пружины, поляризации диэлектрика, намагниченности магнетика, масс компонентов системы и др.), и термодинамические характеристические функции.
U = U (s, x1, x2, …)
Термодинамические потенциалы были введены У. Гиббсом, говорившим о «фундаментальных уравнениях»; термин термодинамический потенциал принадлежит Пьеру Дюгему.
Выделяют следующие термодинамические потенциалы:
1) Внутренняя энергия;
2) Энтальпия;
3) Свободная энергия Гельмгольца;
4) Потенциал Гиббса;
5) Большой термодинамический потенциал.
Термодинамические потенциалы являются функциями состояния. Поэтому приращение любого из потенциалов равно полному дифференциалу функции, которой он выражается. Полный дифференциал функции переменных определяется выражением:
df = (df/dx)ydx + (df/dy)xdy
Термодинамическая функция, связывающая энтальпию и энтропию системы и показывающая насколько система в данном состоянии отклонилась от равновесного состояния называется энергией Гиббса. Абсолютное значение энергии Гиббса системы определить невозможно и рассчитывают изменение энергии Гиббса /ΔG/. Отсюда следует:
ΔG = ΔН – Т ·ΔS
Единицей измерения энергии Гиббса является Дж/моль.
Значение энергии Гиббса является критерием самопроизвольности протекания процессов:
при ΔG < 0 /реально меньше –2/ процесс идет самопроизвольно;
при ΔG = 0 /реально от 0 до –2/ состояние равновесия;
при ΔG > 0 процесс самопроизвольно не идет.
Энергией Гиббса образования вещества (по аналогии с энтальпией) называют энергию Гиббса реакции образования одного моля этого вещества из простых веществ. Энергия Гиббса образования простых веществ принимается равной нулю, если их агрегатное состояние и модификации при стандартных условиях устойчивы.
Энергия Гиббса реакции в стандартных условиях может быть рассчитана по следствию закона Гесса:
ΔGр = Σ (n · ΔG)прод. – Σ (n · ΔG)исх.
Энергия Гельмгольца (изохорно-изотермический потенциал) является характеристической функцией, если независимыми переменными выбраны объем и температура. Полный дифференциал энергии Гельмгольца для простых систем записывается в виде:
В случае обратимых процессов как
Если V = const
, .
Мерой убыли энергии Гельмгольца при повышении температуры вещества является энтропия.
Если Т = const
,
Зависимость энергии Гельмгольца от температуры и объема.
При протекании обратимых процессов в сложных системах, способных выполнять кроме работы расширения и другие виды работы (полезную работу):
Если процесс изотермический (Т = const)
,
,
В обратимом изотермическом процессе убыль энергии Гельмгольца равна максимальной (полной) работе, производимой системой.
Если обратимый процесс протекает в изохорно-изотермических условиях, то
,
В обратимом изохорно-изотермическом процессе убыль энергии Гельмгольца равна максимальной полезной работе.
Химические равновесия. Как равнов Кр, Кс, Кх многие хим р-ции явл обратимыми хим равн хар-ся след усл: 1. Неизм состава в-ва во времени Сi=const Pi=const Xi=const 2.парам сист долж быть равн внешн парам, если измен, то в сист произ чрезвыч малые изм. если изм знак, изм внешн пар-ров, то изм знак, изм сост системы 3.при снятии внешн возд сист должна вернут в исх сост
Химическое равновесие — состояние химической системы, в которой протекает одна или несколько химических реакций, причём скорости в каждой паре прямой-обратной реакции равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем[1]. А2 + В2 ⇄ 2AB Принцип работы: если на систему воздействовать, то она противодействует! Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняется закономерности, которая была высказана в общем виде в 1885 году французским учёным Ле Шателье. Факторы, влияющие на химическое равновесие: 1) температура При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении - в сторону экзотермической (выделение) реакции. CaCO3=CaO+CO2 -Q t↑ →, t↓ ← N2+3H2 <=> 2NH3 +Q t↑ ←, t↓ → Хим равн явл динамич проц, при кот скор прямой и обр р-ции равны сост хим равн: 1.если сист наход в сост равнов, то ее состав с теч времени при пост внешн услов не измен 2.если сист, наход-ся в равнов, будет выведена из этого сост вследствие изм внеш пар-ров, то с прекращ их дей сист возрат в прежнее сост сист, сост кот хар-ся 2мя этими признак, назыв равновесной сист, а сост ее – равновесным сост.
Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту:
©2015 - 2024 stydopedia.ru Все материалы защищены законодательством РФ.
|