4.6. Энергия Гиббса

ГЛАВА 2. Термодинамические функции и переменные§ 2.1. Внутренняя энергия Внутренняя энергия. 5-4. Выразите производные и через другие термодинамические параметры и функции.

Эта связанная энергия способна лишь рассеиваться в окружающую среду в виде тепла (рост хаотичности системы). Итак, в химических процессах одновременно изменяются энергетический запас системы (энтальпийный фактор) и степень ее беспорядка (энтропийный фактор, не совершающая работу энергия). Если ΔH > 0 и ΔS < 0, то всегда ΔG > 0, и реакция с поглощением теплоты и уменьшением энтропии невозможна ни при каких условиях. Для оценки знака ΔG реакции важно знать величины ΔH и ΔS наиболее типичных процессов.

Энтропия индивидуальных веществ всегда больше нуля и составляет от десятков до сотен Дж∙моль–1K–1 (табл. 4.1). Знак ΔG определяет направление реального процесса. В скобках указаны термодинамические параметры, которые получили название естественных переменных для термодинамических потенциалов. Другой важный смысл термодинамических потенциалов состоит в том, что они позволяют предсказывать направление термодинамических процессов.

4.6. Энергия Гиббса

Минимум энергии Гиббса достигается при равновесии. Таким образом, энергия F равна той части внутренней энергии (U = F + TS), которая может превратиться в работу.

Рассмотрим два из них на примере энергии Гиббса. 5-3. Известно, что внутренняя энергия некоторого вещества не зависит от его объема. Найдите частные производные энтропии по этим переменным и составьте соответствующее уравнение Максвелла. 5-17. Один моль газа Ван-дер-Ваальса изотермически расширяется от объема V1 до объема V2 при температуре T. Найдите U, H, S, F и G для этого процесса.

5-20. Изменение энергии Гиббса в результате испарения воды при 95 оС и 1 атм равно 546 Дж/моль. Стандартные состояния выбирают из соображений удобства расчётов, и они могут меняться при переходе от одной задачи к другой. Для химически чистого вещества — это вещество в чётко определённом агрегатном состоянии под чётко определённым, но произвольным, стандартным давлением.

При протекании многих процессов, например в ходе химических реакций, состав системы меняется. Химический потенциал — одна из важнейших термодинамических функций, широко применяемая при изучении состояний равновесия в различных термодинамических системах. Уравнение (2.70) есть общее условие равновесия в системе переменного состава. Мы будем пользоваться им при рассмотрении химических и фазовых равновесий.

Любые равновесные свойства веществ можно выражать через химический потенциал. В то же время, за стандартное может быть принята величина Р0 = 1атм. Тогда и давление Р при вычислении относительной величины должно быть выражено в атмосферах. Тогда стандартный химический потенциал компонента i в растворе, mi0 , соответствует относительной концентрации компонента i в растворе, равной единице.

Фугитивность и коэффициент фугитивности зависят от температуры, давления и состава газовой смеси. В зависимости от условий может быть как меньше единицы, так и больше. При рассмотрении термодинамических свойств различных систем мы очень часто будем пользоваться выражениями для химических потенциалов. Значение Mi определяется не только природой i-го компонента, но и св-вами системы в целом, поскольку молекулы i-го компонента взаимод.

Согласно этому ур-нию, в бинарной системе парциальные молярные величины M1 и M2 при изменении состава изменяются в противоположных направлениях. Понятие парциальных молярных величин широко используют при рассмотрении хим. и фазовых равновесий. Лекция 1. Основные понятия термодинамики.

Классификация термодинамических систем, параметров, состояний, функций, процессов. 4. Термическое и калорическое уравнения состояния. 6. Первый закон термодинамики, его формулировка и аналитическое выражение. Взаимные превращения теплоты и работы для различных процессов. 3. Тепловые эффекты химических реакций при постоянном давлении и объеме.

5. Закон Гесса и его следствия. Энтальпия и теплота образования. Энергия связи. 6. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры. II закон термодинамики, его статистическое обоснование 1. Самопроизвольные и несамопроизвольные процессы. Связь энтропии и информации. 4. Термодинамическое определение энтропии. 2. Характеристические функции и их свойства. 5. Соотношения Максвелла и их использование для различных термодинамических расчетов.

5. Термодинамические потенциалы. Соотношения Максвелла

2. Движущие силы биологических процессов и потоки (скорости процессов). Лекция 11. Основные понятия и постулаты химической кинетики 1. Прямая и обратная задачи химической кинетики. Порядок, псевдопорядок и молекулярность реакции. 5. Влияние температуры на скорость химической реакции. 2. Обратимые реакции 1-го порядка.

Расчет изменения функций F и G в химических реакциях можно проводить разными способами

Решение кинетических уравнений, кинетические кривые. Периоды полураспада и полуобразования. 6. Принцип лимитирующей стадии для последовательных и параллельных реакций. Основной упор делается на физический смысл и применения в биологии и медицине.

2) Производные элементарных и сложных функций одной переменной. 4) Определенный и неопределенный интеграл от степенной функции и экспоненты. 5) Разложение в ряд (до линейного члена) функций ex, ln(1+x) и 1/(1+x).

Химические и физические процессы рафинирования

ГЛАВА 1. Основные понятия о термодинамике§ 1.1. Сущность термодинамического метода Особенности микро- и макроскопического описания реальных тел. Феноменологическая термодинамика. Роль термодинамического метода в теоретическом предсказании технологических параметров процессов получения материалов и предсказании их свойств. Термодинамическое равновесие.

Роль Дж.Гиббса в развитии термодинамики. Три явных условия термодинамического равновесия.§ 2.2. Энтропия Замкнутые и закрытые системы. Статистический вес. Энтропия и ее статистическая трактовка.§ 2.3. Свойства энтропии Фундаментальные свойства энтропии: аддитивность, неотрицательность, равенство нулю при абсолютном нуле температуры.

Термодинамические потенциалы 1. Фундаментальное уравнение Гиббса (объединенное уравнение первого и второго начала). Стандартные вещества, стандартные условия и стандартные состояния. Если ΔH < 0 и ΔS > 0, то всегда ΔG < 0 и реакция возможна при любой температуре. Все термодинамические потенциалы являются функциями состояния. Таким образом, при необратимых процессах, протекающих при постоянных температуре и давлении, энергия Гиббса всегда уменьшается.

Смотри также