Изобарно-изотермический потенциал в стандартных и нестандартных условиях

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: студентка группы ИЗОбд-21

                                                                                                                 Янова С.М.

                                                                         Проверил: профессор Бузаева М.В.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Ульяновск 2015г.

Содержание

 

Введение…………………………………………………………………………..3

Изобарно-изотермический потенциал…………………………………………..4

Стандартный изобарно-изотермический потенциал и его изменение ……….5

Изменение изобарно-изотермического потенциала при нестандартных условиях…………………………………………………………………………..7

Заключение……………………………………………………………………….10

Список литературы………………………………………………………………11

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

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 энтальпии системы (ΔH), и энтропийным T ΔS, 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 от- дельных ее частей (отдельных веществ): Gсистемы = G1 + G2 + G3 + + Gn, и, как следствие, его изменение ∆G определяется также законом Гесса:

∆Gреакции = Σ ∆Gпродуктов – Σ ∆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 (О2газ, F2газ, N2газ, Feкр., Cuкр. и т. п.), устойчивых в стандарт- ном 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 = Н2Огаз, 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. = Σ∆G0 продук. – Σ∆G 0 исход. в-ва. Или, используя стандартные табличные значения, получим: ∆G0 реак. = (∆G0 Н2Огаз) – (∆G0 Н2 газ + 0,5 ∆G0 О2газ) = –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. = ΣGпродук. – ΣGисход.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:

 

где

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 ре- акций 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.

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 (ΔH), и энтропийным T ΔS, 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. Википедия [Электронный ресурс] / Энергия Гиббса- Режим доступа: https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%AD%D0%BD%D0%B5%D1%80%D0%B3%D0%B8%D1%8F_%D0%93%D0%B8%D0%B1%D0%B1%D1%81%D0%B0, свободный.- Загл. с экрана.

2. ЯКласс [Электронный ресурс] / Химическая термодинамика. Энергия Гиббса- Режим доступа: http://www.yaklass.ru/materiali?lsnid=87&mode=lesson, свободный.- Загл. с экрана.

3. Физическая химия Практикум для студентов, обучающихся по специальности 330200 «Инженерная защита окружающей среды» : учебное пособие / В. Т. Письменко, Е. Н. Калюкова.- – Ульяновск : УлГТУ, 2009. – 230 с.