химический каталог




Общая и неорганическая химия. Часть 3

Автор Ю.М.Коренев, В.П.Овчаренко

гаются на трёх энергетических уровнях, а полная энергия системы равна пяти условным единицам, описывается двумя макроскопическими состояниями:

1 2

3 у. е.

2 у. е. 'О 20 ly.e. 30

2 у. е.

1 у. е. —"

Каждому из них соответствуют по три микроскопических состояния (Wi=3, W2=3):

3'

W= — = 3. 2М!

В термодинамике мы имеем дело с системами, состоящими из огромного числа частиц, с множеством макросостояний с различными W.

Из формулировки второго начала термодинамики следует, что в изолированной системе при самопроизвольном процессе энтропия возрастает. Система будет самопроизвольно стремиться к макросостоянию с максимальным W. Отсюда энтропию можно рассматривать как меру хаоса системы.

При абсолютной температуре 7= О К чистые химические вещества образуют идеальные кристаллы, и их состояние можно описать только одним способом (JF=1), а логарифм единицы равен нулю. Согласно выражению [27], и энтропия при этой температуре равна нулю. Пользуясь этим, можно сформулировать третье начало термодинамики как:

Энтропия химических веществ при абсолютном нуле равна нулю.

Таким образом, энтропия является единственной функцией состояния, для которой можно рассчитать абсолютное значение:

Второй закон термодинамики дает критерии для самопроизвольности протекания процессов (AS>0) и равновесия (А°=0) в изолированных системах, которые практически не существуют. Можно применить второй закон термодинамики к неизолированным системам, поддерживаемым при постоянной температуре. Кроме того, предполагается, что система сохраняет постоянный объем или постоянное давление.

§ 1.4.4. Свободная энергия Гиббса

Согласно второму началу термодинамики (уравнения [19] и [20]), при постоянном давлении и температуре для обратимого процесса:

Qp - TAS=AHT- TAST=0, а для необратимого процесса

AHT-TAST<0.

Разность, описываемая уравнением [30], представляет собой новую функцию состояния, так как является разностью двух функций состояния: энтальпии и энтропии, умноженной на температуру, которая, в свою очередь, подпадает под определение функции состояния. Называется эта функция свободной энергией Гиббса (или изобарно-изотермическим потенциалом), обозначается буквой G и имеет размерность кДж/моль.

Изменение свободной энергии в процессе равно:

AG = AH-TAS-SAT.

При постоянной температуре, когда АТ=0, уравнение [31] превращается в следующее равенство:

AG = All-ТAS.

Согласно первому началу термодинамики, изменение внутренней энергии системы равно сумме теплоты, выделенной или поглощенной в результате химической реакции или другого процесса, и полной работы, совершенной системой [2]. Полная работа процесса, протекающего при постоянных давлении и температуре, складывается из работы против сил давления и полезной работы:

А=-рАУ+Аподезк.

Подставив в уравнение [32] значение изменения энтальпии [7], получим:

AG = AU-TAS+pAV

Комбинируя уравнения [2], [19] и [33] с уравнением [34], для изменения свободной энергии Гиббса получим:

AG = -рА V+ Лебези + TAS+pA V- TAS.

Сократив подобные члены, получим выражение:

AG — ^полезн.

Из выражения [35] вытекает физический смысл изменения свободной энергии Гиббса:

Изменение свободной энергии равно максимальной полезной работе, которую совершает система в изобарно-изотермическом процессе.

Иными словами, это энергия, которую можно «изъять» из системы в виде полезной работы. Поэтому она и называется «свободной».

§ 1.4.5. Химический потенциал

По определению работа — это произведение обобщенной силы на обобщенную координату. В химической реакции такой «движущей силой» может служить так называемый химический потенциал \i, а координатой - число молей п:

G = \m

Если число молей равно единице, то химический потенциал равен свободной энергии. Иными словами, химический потенциал — это мольная свободная энергия вещества. Это утверждение определяет его физический смысл.

Переходя к смесям чистых веществ, например, смеси нескольких идеальных газов, которые не взаимодействуют между собой, можно записать выражение для химического потенциала одного из газов как:

где цг° — химический потенциал чистого компонента, apt — его

парциальное давление .

Аналогичным образом можно записать для идеальных растворов зависимость химического потенциала от концентрации:

\Li=\^ + RT\nch

где Ci — концентрация /-го компонента.

Для смесей, в которых происходит взаимодействие компонентов, в уравнении [38] концентрацию необходимо заменить активностью, или активной концентрацией компонента, которая определяется как

Щ У/С/,

где у, — коэффициент активности г-го компонента.

Активность компонента в жидкой смеси можно найти как отношение парциального давления газа над этой жидкостью к давлению насыщенного пара чистого компонента при той же температуре:

§ 1,4.6. Химическое равновесие

Необходимым признаком химического (термодинамического) равновесия системы является неизменность её состояния во времени при заданных внешних условиях.

Химическое равновесие носит динамический харак

страница 7
< К СПИСКУ КНИГ > 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16

Скачать книгу "Общая и неорганическая химия. Часть 3" (164Kb)


[каталог]  [статьи]  [доска объявлений]  [прайс-листы]  [форум]  [обратная связь]

 

 

Реклама
Кликните, получите скидку на заказ с промокодом "Галактика" - современные компьютеры - федеральный супермаркет компьютерной техники.
концерт шарля азнавура 5 апреля
улучшение эксплуатация зданий курсы
только качественный алкоголь -табличка реклама

Рекомендуемые книги

Введение в химию окружающей среды.

Книга известных английских ученых раскрывает основные принципы химии окружающей среды и их действие в локальных и глобальных масштабах. Важный аспект книги заключается в раскрытии механизма действия природных геохимических процессов в разных масштабах времени и влияния на них человеческой деятельности. Показываются химический состав, происхождение и эволюция земной коры, океанов и атмосферы. Детально рассматриваются процессы выветривания и их влияние на химический состав осадочных образований, почв и поверхностных вод на континентах. Для студентов и преподавателей факультетов биологии, географии и химии университетов и преподавателей средних школ, а также для широкого круга читателей.

Химия и технология редких и рассеянных элементов.

Книга представляет собой учебное пособие по специальным курсам для студентов химико-технологических вузов. В первой части изложены основы химии и технологии лития, рубидия, цезия, бериллия, галлия, индия, таллия. Во второй части книги изложены основы химии и технологии скандия, натрия, лантана, лантаноидов, германия, титана, циркония, гафния. В третьей части книги изложены основы химии и технологии ванадия, ниобия, тантала, селена, теллура, молибдена, вольфрама, рения. Наибольшее внимание уделено свойствам соединений элементов, имеющих значение в технологии. В технологии каждого элемента описаны важнейшие области применения, характеристика рудного сырья и его обогащение, получение соединений из концентратов и отходов производства, современные методы разделения и очистки элементов. Пособие составлено по материалам, опубликованным из советской и зарубежной печати по 1972 год включительно.

 

 



Рейтинг@Mail.ru Rambler's Top100

Copyright © 2001-2012
(26.02.2017)