ما هي الحالة القياسية. عناصر الديناميكا الحرارية الكيميائية والحركية

من أجل مقارنة التأثيرات الحرارية للتفاعلات المختلفة مع بعضها البعض ، من الضروري توحيد الظروف التي تحدث فيها هذه التفاعلات (يتم أخذ المواد الأولية بنسب متكافئة). يتم إنشاء حالة كل مادة كحالة قياسية. هذه هي الحالة الفيزيائية التي تكون فيها المادة أكثر استقرارًا ، عند P0 = 101kPa = 1 atm. و T = 298K = 25˚С.

التأثير الحراري للتفاعل تحت الظروف القياسية.

المعادلات الحرارية -هذه هي معادلات التفاعلات الكيميائية ، حيث ، بجانب صيغة التفاعلات المشاركة ، يشار إلى حالة المادة بين قوسين (صلب - (تي) ، بلوري - (ك) ، سائل - (ز) ، غازي - (ز) ، الحل - (ع)) وبعد المعادلة ، مفصولة بفاصلة منقوطة ، يشار إلى حجم التأثير الحراري ، في ظل الظروف القياسية.

في هذا التفاعل ، تتكون مادة معقدة من مواد بسيطة ويسمى التأثير الحراري لمثل هذه التفاعلات حرارة تكوين المادة.

إن terlot القياسي لتكوين مادة () هو التأثير الحراري لتشكيل 1 مول من مادة من مواد بسيطة في الحالة القياسية.

يُفترض تقليديًا أن الحرارة القياسية لتكوين المواد البسيطة تساوي صفرًا. درجات الحرارة القياسية لتشكيل المواد المعقدة متوفرة في الجدول المرجعي.

قوانين وحسابات الكيمياء الحرارية عليها:

1. قانون هيس.

التأثير الحراري للتفاعل الذي يحدث في عدة مراحل يساوي مجموع التأثيرات الحرارية للمراحل الفردية.

أكسدة الجرافيت.

نتيجة قانون هيس:

أي أن التأثير الحراري للعملية يعتمد فقط على نوع المواد الأولية ونواتج التفاعل ، ولكنه لا يعتمد على مسار الانتقال.

يساوي التأثير الحراري للتفاعل الفرق بين مجاميع درجات حرارة تكوين نواتج التفاعل ومواد البدء. يتم حساب درجات حرارة تكوين المشاركين في التفاعل في التعبير التالي ، مع مراعاة معامل معادلة التفاعل. يستخدم التعبير الأخير لحساب التأثيرات الحرارية للتفاعلات الكيميائية التي تحدث في ظل ظروف قياسية ، باستخدام البيانات المرجعية ، وفقًا للحرارة القياسية لتكوين المشاركين في التفاعلات.

2. قانون لافوازييه لابلاس.

حرارة تكوين مادة ما تساوي عدديًا حرارة تحلل مادة ما مع الإشارة المعاكسة.

اتجاه التفاعلات الكيميائية.

أي تفاعل كيميائي يمكن عكسه ، أي يمكن أن تتدفق في كلا الاتجاهين الأمامي والخلفي. لذلك ، توجد دائمًا كل من مواد البدء ونواتج التفاعل في خليط التفاعل. لكن النسبة ستعتمد على الظروف التي توجد فيها المواد المتفاعلة. جميع ردود الفعل قابلة للعكس ، ولكن في ظل ظروف معينة يمكن أن تسير في اتجاه معين.

تتيح لك الديناميكا الحرارية تحديد اتجاه تفاعل معين في ظل ظروف معينة (عند t = const و P = const). تستمر العمليات المرتبطة بانخفاض الطاقة الحرة للنظام تلقائيًا. بناءً على ذلك ، يمكن أن تحدث التفاعلات بشكل عفوي حيث تنخفض الطاقة الحرة للنظام. أثناء تفاعل طارد للحرارة ، ينخفض ​​المحتوى الحراري ؛ يجب أن تستمر هذه التفاعلات تلقائيًا () ، ومع ذلك ، فإن هذا المعيار ليس هو المعيار الوحيد. يتم تحديد التغيير في الطاقة الحرة أيضًا من خلال قيمة وظيفة ديناميكية حرارية أخرى - الإنتروبيا. يمكن إعطاء مثال على التفاعلات الطاردة للحرارة ولكنها لا تستمر تلقائيًا.

لذلك ، لا ينطبق مبدأ Berthelot-Thomson على جميع ردود الفعل. يُفسَّر ذلك من خلال حقيقة أن التغيير في النظام الحر لا يرتبط فقط بتغيير محتواه الحراري ، ولكن أيضًا بالتغير في الانتروبيا.

يمكن أن تستمر العمليات دون تغيير الطاقة الداخلية ودون تغيير المحتوى الحراري.

الانتروبيا (S ، J / K) هي وظيفة حرارية كيميائية ، مقياس لاضطراب النظام ، دالة لاحتمال حالة النظام. وهكذا ، تحدث عمليات عفوية تزداد خلالها الإنتروبيا ، أي تزداد الفوضى. تتطلب العملية العكسية طاقة.

التمدد العفوي للغاز إلى فراغ أو إلى فراغ ويمكن أن تحدث عمليات الخلط تلقائيًا.

معايير العفوية

مسار العملية.
تم تصميم الانتروبيا المعيارية للمادة ((B) ، J / mol * K) لمقارنة وتحديد الانتروبيا في تفاعل كيميائي. من الممكن تقدير إنتروبيا 1 مول من أي مادة في ظل الظروف القياسية. بالنسبة للإنتروبيا ، يتم ملاحظة نتائج قانون هيس.

التغيير في الانتروبيا في ظل الظروف القياسية أثناء تفاعل كيميائي.

لا يعتمد التغيير في الانتروبيا على طريقة انتقال النظام من الحالة الأولية إلى الحالة النهائية ، ولكن يتم تحديده فقط من خلال الحالات الأولية والنهائية للمواد المتفاعلة. وإذا استمرت ردود الفعل بشكل عفوي ، بشرط ذلك.

تعتمد إنتروبيا المادة على حالتها الفيزيائية وسيزداد الانتقال من إنتروبيا بلورية إلى سائلة وغازية. الانتروبيا يتناسب مع درجة الحرارة.

الإمكانات متساوية الضغط للنظام هي قيمة الطاقة الحرة للنظام عند ضغط ودرجة حرارة ثابتين ، في ظل الظروف القياسية ، يُشار إليها G 0. في سياق تفاعل كيميائي ، هناك تغيير في الجهد متساوي الضغط الحراري.

حالة التوازن ، أي العمليات المباشرة والعكسية تسير بنفس السرعة وكلا الاتجاهين محتملان بشكل متساوٍ. عندما يمكن أن تستمر بشكل عفوي عند درجة حرارة وضغط معينين ، فإن التفاعل العكسي غير ممكن.

تم تقديم الحالة الديناميكية الحرارية القياسية كأصل مشترك للتطاير لجميع الغازات.

نظرًا لاختلاف خصائص جميع الغازات ، في الظروف الحقيقية لا يمكن أن يكون لها نقاط مشتركة على المنحنى f = f (P). وبالتالي ، فإن الحالة المشتركة لجميع الغازات لا يمكن إلا أن تكون خيالية.

من الأنسب أن نفترض أن جميع خصائص الغازات المختلفة سوف تتطابق إذا تحولت (بشكل خيالي!) إلى غازات مثالية.

تاريخيا ، لعقود من الزمن كانت وحدة الضغط أَجواء(ماكينة الصراف الآلي.) , حيث 1 atm تساوي 1.01325 × 10 5 Pa. من السهل أن نفهم أنه في الحالة القياسية يجب أن يكون الغاز عند هذا الضغط.

على الرغم من تغيير نظام الوحدات في السنوات اللاحقة ، ظل ضغط الغاز المثالي في الحالة القياسية كما هو ، أي يساوي 1 أجهزة الصراف الآلي.

تعريف الحالة القياسية للديناميكا الحرارية للغازات هو:

الحالة الديناميكية الحرارية القياسية للغاز عند درجة حرارة معينة هي حالة تخيلية على شكل غاز مثالي عند ضغط 1.01325 × 10 5 باسكال.

دعونا نفكر في عملية انتقال الغاز من الحالة القياسية إلى الحالة المعينة ، والتي تتوافق مع التقلب f.

سوف نلتزم بالشرط الإلزامي التالي:

يتم الإشارة إلى جميع الكميات المتعلقة بالحالة القياسية أو المحسوبة منها بالرمز o ، الموجود في أعلى يمين القيمة المحددة..

لهذا السبب ، في الحالة القياسية ، سيتم الإشارة إلى الضغط والتقلب الذي يساوي ذلك على النحو التالي: f o = P o = 1.01325 × 10 5 Pa.

تتضمن المرحلة الأولى من الانتقال من الحالة القياسية إلى الحالة المعطاة للغاز تمدد الغاز. نظرًا لأنه في الحالة القياسية يتمتع بخصائص الغاز المثالي ، فإن تمدده (يجب ألا ننسى أننا نتحدث عن وظيفة متساوية الحرارة) يجب أن يحدث على طول متساوي الحرارة للغاز المثالي إلى ضغط صغير جدًا P * أو الهروب و *. التغيير في طاقة جيبس ​​في هذه المرحلة هو

عند ضغوط منخفضة جدًا ، تتطابق خصائص الغاز الحقيقي مع خصائص الغاز المثالي. لذلك ، لا يوجد فرق بين متساوي درجة حرارة الغاز المثالي وتساوي درجة حرارة الغاز الحقيقي في ظل هذه الظروف. في هذا الصدد ، لن يتسبب الانتقال من متساوي الغاز المثالي إلى متساوي الحرارة للغاز الحقيقي في أي تغييرات في النظام. وبالتالي ، بالنسبة للمرحلة الثانية من العملية ، سيكون التغيير في طاقة جيبس ​​مساويًا للصفر.

المرحلة الثالثة هي الضغط المتساوي الحرارة لغاز حقيقي من الزوال f * إلى الانفلات في حالة معينة f. التغيير في طاقة جيبس ​​في هذه المرحلة هو

التغيير الكلي في طاقة جيبس ​​نتيجة لجميع المراحل هو

الاختصارات الشائعة

د - الغازات ، الحالة الغازية للمادة

ز - الحالة السائلة والسائلة للمادة

t - الحالة الصلبة للمادة (في هذا الدليل ، t تعادل الحالة البلورية ، حيث لا يتم اعتبار الحالة غير البلورية للمادة الصلبة ضمن البرنامج)

aq هي الحالة المذابة ، والمذيب هو الماء (من الكلمة مائي- ماء)

EMF - القوة الدافعة الكهربائية

تعليقات

الحالة القياسية في الديناميكا الحرارية.الحالات القياسية هي كما يلي:

بالنسبة لمادة غازية ، نقية أو في خليط غازي ، الحالة الافتراضية لمادة نقية في الطور الغازي ، حيث يكون لها خصائص الغاز المثالي والضغط القياسي ص°. في هذا الدليل ، تم قبوله ص° = 1.01325 × 10 5 باسكال (1 ضغط جوي).

بالنسبة لمرحلة سائلة أو صلبة نقية ، وكذلك لمذيب محلول سائل - حالة مادة نقية في حالة التجميع المقابلة تحت ضغط قياسي ص°.

بالنسبة للمذاب في محلول صلب أو سائل ، الحالة الافتراضية لتلك المادة في محلول بتركيز قياسي من° ، التي لها خصائص محلول مخفف بلا حدود (لمادة معينة) تحت ضغط قياسي ص°. التركيز القياسي مقبول من° \ u003d 1 مول / دسم 3.

اختيار المعاملات المتكافئة.تُظهر معاملات القياس المتكافئ لتفاعل كيميائي النسبة المولية التي تتفاعل فيها هذه المواد مع بعضها البعض. على سبيل المثال ، في التفاعل A + B \ u003d Z ، تكون المعاملات المتكافئة للمتفاعلات متساوية (بالقيمة المطلقة) ، مما يعني أن 1 مول A يتفاعل بدون بقايا مع 1 مول B ليشكل 1 جزيء جرامي Z. معنى هذا لن يتغير الإدخال إذا تم اختيار أي معاملات أخرى متساوية. على سبيل المثال ، المعادلة 2A + 2B = 2Z تقابل نفس النسبة المتكافئة بين المواد المتفاعلة. لذلك ، في الحالة العامة ، المعاملات ن أنايتم تحديد أي تفاعل يصل إلى عامل مشترك تعسفي. ومع ذلك ، في أقسام مختلفة من الكيمياء الفيزيائية ، تم اعتماد اتفاقيات مختلفة فيما يتعلق باختيار هذا العامل.

في الكيمياء الحرارية ، في تفاعلات تكوين المواد من مواد بسيطة ، يتم اختيار المعاملات بحيث يقف المعامل 1 أمام المادة المشكلة. على سبيل المثال ، لتكوين يوديد الهيدروجين:

1 / 2H 2 + 1 / 2I 2 = عالي

في الخواص الحركية الكيميائية ، يتم اختيار المعاملات لتطابق ، إن أمكن ، أوامر التفاعل للمواد المتفاعلة ذات الصلة. على سبيل المثال ، يكون تكوين HI هو الترتيب الأول في H 2 والأول من الدرجة الأولى في I 2. لذلك ، يتم كتابة رد الفعل على النحو التالي:

H 2 + I 2 ® 2HI

في الديناميكا الحرارية للتوازن الكيميائي ، يكون اختيار المعاملات عشوائيًا بشكل عام ، ولكن اعتمادًا على نوع التفاعل ، يمكن إعطاء الأفضلية لهذا الخيار أو ذاك. على سبيل المثال ، للتعبير عن ثابت التوازن لتفكك الحمض ، من المعتاد اختيار المعامل أمام رمز الحمض الذي يساوي 1. على وجه الخصوص ، لتفكك حمض يوديد الهيدروجين ، اختر

مرحبًا ƒ H + + I -

(المعامل قبل HI هو 1).

تسميات التركيز.باستخدام نفس الرمز ، يمكن أن يكون لتركيز أو محتوى مكون في الخليط معنى مختلف. يمكن أن يكون التركيز هو التوازن (الذي يتم الوصول إليه عند التوازن) ، التيار (الموجود في وقت معين أو في مرحلة معينة من العملية) وإجمالي أو "تحليلي". قد تختلف هذه التركيزات. على سبيل المثال ، إذا قمت بإعداد محلول من أنهيدريد الخل (CH 3 CO) 2 O في الماء ، وأخذ 1 مول من أنهيدريد الخل 100٪ وتم تخفيفه بالماء إلى 1 لتر ، فسيكون للمحلول الناتج تركيز إجمالي أو تحليلي من\ u003d 1 مول / لتر (CH 3 CO) 2 O. في الواقع ، يخضع أنهيدريد الخل لتحلل مائي لا رجوع فيه إلى حمض الأسيتيك (CH 3 CO) 2 O + H 2 O ® 2CH 3 COOH ، وبالتالي ينخفض ​​تركيزه الحالي من 1 مول / l إلى الوقت الأولي لتركيز توازن يبلغ حوالي 0 مول / لتر في نهاية التفاعل. من ناحية أخرى ، بناءً على التحلل المائي الكامل للأنهيدريد ، يمكننا القول أن التركيز الكلي للمحلول هو 2 مول / لتر CH 3 COOH (بغض النظر عن مرحلة عملية التحلل المائي). ومع ذلك ، فإن منتج التفاعل يخضع للتفكك الحمضي لـ CH 3 COOH - CH 3 COO - + H + ، بحيث لا تكون التركيزات الحقيقية في المحلول ، بما في ذلك التركيز الحقيقي لـ CH 3 COOH ، مساوية لأي من التركيبات الإجمالية . تسمى التركيزات الحقيقية لـ CH 3 COOH و CH 3 COO - و H + عند التوازن بالتوازن. غالبًا ما يستخدم الكيميائيون نفس الترميز منلجميع هذه الأنواع من التركيزات ، بافتراض أن معنى التسمية واضح من السياق. إذا كنت تريد التأكيد على الاختلاف ، فعندئذٍ يتم استخدام الترميز التالي عادةً للتركيزات المولية : منهو التركيز الإجمالي أو التحليلي ، [A] هو التركيز الحالي أو التوازن للمكون A ، و (في بعض الأحيان) [A] e هو تركيز التوازن للمكون A. هذا الفهرس يجعل كتابة ثوابت التوازن ، مثل