Изобарно-изотермический потенциал в стандартных и нестандартных условиях
Изменение изобарно-изотермического потенциала, свободной энтальпии при нестандартных условиях. Использование понятия энергии Гиббса в термодинамике и химии. Применение закона Гесса и уравнения изотермы Вант-Гоффа. Определение знака изобарного потенциала.
Рубрика | Химия |
Вид | реферат |
Язык | русский |
Дата добавления | 18.05.2015 |
Размер файла | 131,9 K |
Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже
Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.
Размещено на http://www.allbest.ru/
Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования
«Ульяновский государственный технический университет»
Кафедра «Химии»
Реферат
по дисциплине «Физическая химия»
ИЗОБАРНО-ИЗОТЕРМИЧЕСКИЙ ПОТЕНЦИАЛ В СТАНДАРТНЫХ И НЕСТАНДАРТНЫХ УСЛОВИЯХ
Выполнила:
Янова С.М.
Ульяновск 2015г.
Содержание
Введение
1. Изобарно-изотермический потенциал
2. Стандартный изобарно-изотермический потенциал и его изменение
3. Изменение изобарно-изотермического потенциала при нестандартных условиях
Заключение
Список литературы
Введение
Гиббса энергия (изобарно-изотермический потенциал, свободная энтальпия), один из потенциалов термодинамических системы. Обозначается G, определяется разностью между энтальпией H и произведением энтропии S на термодинамическую температуру Т: G = H -- T·S. Изотермический равновесный процесс без затраты внешних сил может протекать самопроизвольно только в направлении убывания энергии Гиббса до достижения ее минимума, которому отвечает термодинамическое равновесное состояние системы. Названа по имени Дж.У. Гиббса.
Целью данного реферата является изучение изобарно-изотермического потенциала.
Задачи:
- рассмотреть стандартный изобарно-изотермический потенциал и его изменение
- рассмотреть изменение изобарно-изотермического потенциала при нестандартных условиях
1. Изобарно-изотермический потенциал
Энергия Гиббса - это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции и дающая таким образом ответ на вопрос о принципиальной возможности протекания химической реакции; это термодинамический потенциал следующего вида:
G = U+PV-TS
Энергию Гиббса можно понимать как полную химическую энергию системы (кристалла, жидкости и т.д.)
Понятие энергии Гиббса широко используется в термодинамике и химии [1].
Самопроизвольное протекание изобарно-изотермического процесса определяется двумя факторами: энтальпийным, связанным с уменьшением энтальпиисистемы (ДH), и энтропийным T ДS, обусловленным увеличением беспорядка в системе вследствие роста её энтропии. Разность этих термодинамических факторов является функцией состояния системы, называемой изобарно-изотермическим потенциалом или свободной энергией Гиббса (G, кДж)
Классическим определением энергии Гиббса является выражение
G = U+PV-TS,
Где U -- внутренняя энергия,
P -- давление,
V -- объём,
T - абсолютная температура,
S -- энтропия.
Дифференциал энергии Гиббса для системы с постоянным числом частиц, выраженный в собственных переменных -- через давление p и температуру T:
dG= -SdT+VdP.
Для системы с переменным числом частиц этот дифференциал записывается так:
dG= -SdT+VdP + µdN.
Здесь µ -- химический потенциал, который можно определить как энергию, которую необходимо затратить, чтобы добавить в систему ещё одну частицу [2].
2. Стандартный изобарно-изотермический потенциал и его изменение
Изобарно-изотермический потенциал G является функцией состояния, зависит только от начального и конечного состояния системы, вещества. Поэтому эта функция также проявляет аддитивные свойства, т.е. общий изобарно-изотермический потенциал системы равен сумме потенциалов отдельных ее частей (отдельных веществ):
Gсистемы = G1 + G2 + G3 + + Gn,
и, как следствие, его изменение ?G определяется также законом Гесса:
?Gреакции = У ?Gпродуктов - У ?Gисход. в-ва.
Чтобы можно было сравнивать изобарно-изотермические потенциалы, производить с ними алгебраические действия, необходимо их относить к одним и тем же условиям. По аналогии со стандартными значениями изменения энтальпии (?Н0 298 и ?Н0 Т) и энтропии (S0 298 и S0 T) пользуются системой стандартных энергий Гиббса ?G0 298 и ?G0 Т образования данного вещества. Для простых веществ (О2 газ, F2 газ, N2 газ, Feкр., Cuкр. и т.п.), устойчивых в стандартном состоянии, принимается значение изобарно-изотермического потенциала ?G0 298 = 0. Обычно в термодинамических справочниках значения функций состояний приведены для Т = 298 К. Значение ?G зависят от концентрации.
Принято для характеристики химических процессов пользоваться значениями ?G0 298, отвечающими условиям, когда парциальное давление (концентрации) всех реагентов в течение всего процесса остаются неизменными и равными единице. Это условие предполагает состав реакционной смеси неизменным, и молчаливо допускается, что количество всех веществ в реакционной зоне несоизмеримо больше, чем количество прореагировавших и образовавшихся веществ по уравнению реакции. Так, например, для реакции: Н2газ + 0,5 О2 газ = Н2О газ, для которой изменение изобарного потенциала ?G0 298 = -228,8 кДж/моль, предполагается следующее. В достаточно большом количестве смеси (водорода, кислорода, водяных паров), взятой при 25 °C, в которой парциальные давления всех компонентов равны РН2 = РО2 = РН2О = 101 325 Па (общее давление составляет 3·101325 Па, все газы идеальны), если бы прореагировало по одному молю Н2 и 0,5 моль О2, то в результате энергия Гиббса уменьшилась бы на 228,8 кДж/ моль. Применим закон Гесса к указанной реакции и рассчитаем изменение свободной энергии ?G0, без отдельных расчетов изменения энтальпии и энтропии процесса, используя табличные данные энергии Гиббса образования исходных веществ и продуктов реакции: ?G0 реак. = У?G0 продук. - У?G 0 исход. в-ва. Или, используя стандартные табличные значения, получим: ?G0 реак. = (?G0 Н2О газ) - (?G0 Н2 газ + 0,5 ?G0 О2 газ) = -226,8 кДж/ моль. Рассчитанные ?G0 298 для стандартных условий и соответствующие выводы о характере процессов, нужно осторожно переносить на другие условия протекания процессов. Значения ?S и ?G сильно зависят и от концентрации реагирующих веществ и температуры.
Конечно, если для стандартных условий ?G0 298 значительно меньше нуля, то можно считать, что и при любых реальных условиях прямой процесс возможен (и наоборот, если ?G0 298 > 0, то осуществима обратная реакция). Другими словами, нельзя подменять величину ?G0 Т при любой другой температуре величиной ?G0 298. Для получения сугубо ориентировочных данных можно считать, что: ?G0 T ? ?Н0 298 - Т ?S0 298, но здесь не учтена зависимость ?Н и ?S от температуры. Воспользоваться приведенным выражением можно, но с одним условием, что при переходе системы от стандартных условий (температуры) к изучаемым при температуре Т, не происходят фазовые превращения, т. к. это связано с резкими изменениями энтропии системы [3].
3. Изменение изобарно-изотермического потенциала при нестандартных условиях
В практической деятельности стандартные условия почти никогда не осуществляются. Процессы протекают с произвольными количествами реагирующих веществ и продуктов реакции. И решение вопроса о возможности протекания реакции в данных условиях (концентрациях, парциальных давлениях, температуре), выходе реакции (константе равновесия) остается открытым. Чтобы ответить на этот вопрос, вернемся к выражениям: G = G0 + nRT ln р, или другой формулой, если учитывать активные концентрации: G = G0 + nRT ln а.
Предположим, что протекает процесс при нестандартных условиях (с неравновесными парциальными давлениями участников или неравновесными активными концентрациями) в соответствии с уравнением aА + bB - dD + fF, для которого изменение изобарного потенциала составит ?Gреак. = УGпродук. - УGисход.в-ва. или ?Gреак. = (GD + GF) - (GA + GB). Тогда, принимая во внимание изобарные потенциалы каждого участника реакции, число молей участвующих компонентов, и подставляя их в последнее выражение, получим изменение изобарно-изотермического потенциала для этой реакции:
или для растворов через активные концентрации:
Преобразуем несколько последние выражения. Константа равновесия (Кр или Кс) реакции при стандартных условиях связана с изменением изобарно-изотермического потенциала ?G0 при стандартных условиях соотношением ?G0 = - RT ln Kp, или ?G0 = - RT ln Kс.
Заменим в уравнениях изменение стандартного потенциала через логарифмическую форму константы равновесия. При этом уравнения преобразуются в выражения:
Если эти выражения разности логарифмов представить в виде логарифма дроби, то получим:
Полученные уравнения носят название уравнений изотермы химических реакций или уравнений изотермы Вант-Гоффа. С их помощью, зная константу равновесия при каких-либо условиях (например, стандартных) и неравновесные парциальные давления (активные концентрации), можно определить знак изобарного потенциала и, следовательно, возможность прохождения реакции. Если соотношение неравновесных парциальных давлений, например, и константы равновесия меньше единицы, т.е.
изотерма энтальпия энергия химия
то изменение изобарно-изотермического потенциала - величина отрицательная ?G < 0, и, следовательно, процесс возможен. А это значит, что в системе имеется избыток исходных веществ (или недостаток продуктов) по сравнению с их равновесным соотношением, определяемым Кр. И система самопроизвольно переходит в равновесное состояние (протекает прямая реакция). При равенстве неравновесных парциальных давлений и константы равновесия:
Их соотношение равно единице, а изменение изобарно-изотермического потенциала ?G =0, т.е. система находится в равновесии. И преимущественного протекания прямой или обратной реакции не происходит. При обратном соотношении, т.е. когда изменение изобарно-изотермического потенциала ?G >0. А это означает, что в системе имеется избыток продуктов по отношению к равновесному состоянию, и самопроизвольное протекание прямой реакции невозможно. Идет обратная реакция до тех пор, пока не будет достигнуто равновесное состояние [3].
Заключение
Таким образом, можно сделать вывод, что Энергию Гиббса можно понимать как полную химическую энергию системы (кристалла, жидкости и т.д.)
Понятие энергии Гиббса широко используется в термодинамике и химии.
Самопроизвольное протекание изобарно-изотермического процесса определяется двумя факторами: энтальпийным, связанным с уменьшением энтальпии системы (ДH), и энтропийным T ДS, обусловленным увеличением беспорядка в системе вследствие роста её энтропии. Разность этих термодинамических факторов является функцией состояния системы, называемой изобарно-изотермическим потенциалом или свободной энергией Гиббса (G, кДж).
Список литературы
1. Я Класс [Электронный ресурс] / Химическая термодинамика. Энергия Гиббса.
2. Физическая химия Практикум для студентов, обучающихся по специальности 330200 «Инженерная защита окружающей среды»: учебное пособие / В.Т. Письменко, Е.Н. Калюкова. - Ульяновск: УлГТУ, 2009. - 230с.
Размещено на Allbest.ru
Подобные документы
Изменение изобарно-изотермического потенциала. Уравнение изотермы химической реакции Вант-Гоффа. Свойства дисперсных систем и растворов ВМС, их сходство и отличие. Адсорбционное уравнение Гиббса, его анализ и область использования. Формулы мицелл.
контрольная работа [39,5 K], добавлен 25.07.2008Расчет изобарно-изотермического потенциала. Расчет основных термодинамических функций. Оценка вероятности протекания химических реакций в заданных условиях и определение их направления, предпочтительности протекания одной реакции перед другой.
курсовая работа [162,0 K], добавлен 18.04.2014Кинетика набухания полимера в органическом растворителе в приборе Догадкина. Зависимость степени набухания от времени. Диффузия макромолекул в раствор. Уменьшение энтальпии для изобарно-изотермического процесса. Определение константы скорости набухания.
лабораторная работа [279,0 K], добавлен 01.12.2011Определение объема воздуха необходимого для полного сгорания заданного количества пропана. Вычисление изменения энтальпии, энтропии и энергии Гиббса, при помощи следствий из закона Гесса. Определение молярных масс эквивалентов окислителя и восстановителя.
контрольная работа [23,1 K], добавлен 08.02.2012Анализ истории и причин возникновения кинетических теорий, их место в философских проблемах химии. Представление о свободной энергии Гиббса. Изучение закона действующих масс, методов термодинамики, теории активных соударений. Концептуальная система химии.
реферат [70,8 K], добавлен 19.03.2015Общая характеристика реакции полимеризации тетрафторэтилена. Расчет теплоемкости и других термодинамических параметров реагентов и продукта реакции. Схема построения самой длинной углеродной цепи и замещения групп. Изобарно-изотермический потенциал.
курсовая работа [1,0 M], добавлен 13.12.2010Расчет теплового эффекта реакции в изобарном и изохорном процессах в стандартных условиях и при заданной температуре. Определение направления протекания процесса в изолированных и закрытых системах. Изменение температуры в самопроизвольных реакциях.
контрольная работа [204,4 K], добавлен 25.01.2011Основные понятия химической термодинамики. Стандартная энтальпия сгорания вещества. Следствия из закона Гесса. Роль химии в развитии медицинской науки и практического здравоохранения. Элементы химической термодинамики и биоэнергетики. Термохимия.
презентация [96,9 K], добавлен 07.01.2014Основные понятия химической кинетики. Сущность закона действующих масс. Зависимость скорости химической реакции от концентрации веществ и температуры. Энергия активации, теория активных (эффективных) столкновений. Приближенное правило Вант-Гоффа.
контрольная работа [41,1 K], добавлен 13.02.2015Определение теплоты сгорания этилена. Вычисление энергии Гиббса реакции и принципиальной ее возможности протекания. Расчет приготовления солевого раствора нужной концентрации. Составление ионного уравнения химической реакции. Процессы коррозии железа.
контрольная работа [103,6 K], добавлен 29.01.2014