Сделай Сам Свою Работу на 5

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.