Большая Советская Энциклопедия (цитаты)

Термодинамика химическая

Термодинамика (далее Т)раздел физической химии, рассматривающий термодинамические явления в области химии, а также зависимости термодинамических свойств веществ от их состава и агрегатного состояния. Ттесно связана с термохимией, учением о равновесии химическом и учением о растворах (в частности, электролитов), теорией электродных потенциалов, с термодинамикой поверхностных явлений.

  Тбазируется на общих положениях и выводах термодинамики и прежде всего - на первом начале термодинамики и втором начале термодинамики. Первое начало и важнейшее его следствие - Гесса закон служат основой термохимии. При термохимических расчетах большую роль играют теплоты образования веществ, значения которых для каждого из реагентов позволяют легко вычислить тепловой эффект реакции; для органических веществ подобную роль играют теплоты сгорания. Наряду с измерениями тепловых эффектов различных процессов (см. Калориметрия) используются и определение энергии связи между на основе спектральных данных, и различные приближенные закономерности. Первое начало термодинамики лежит в основе Кирхгофа уравнения, выражающего температурную зависимость теплового эффекта реакции. Второе начало термодинамики служит основой учения о равновесии, в частности Его применение к изучению реакции впервые было дано в работах Дж. Гиббса, А. Л. Потылицына, Г. Гельмгольца, Я. Вант-Гоффа, А. Л. Ле Шателье. В Твторое начало позволяет установить, как изменение внешних условий (например, температуры, давления) влияет на равновесие и, следовательно, какими они должны быть, чтобы рассматриваемый процесс мог совершаться самопроизвольно (то есть без затраты работы извне) в нужном направлении и с оптимальными результатами.

  В Тдля определения характеристик процесса применяют различные термодинамические функции. Наряду с энтропией , изменением которой наиболее просто характеризуются процессы в изолированных системах, широко используют потенциалы термодинамические, позволяющие получить характеристики процессов при различных условиях их проведения. Так как реакции обычно происходят при постоянных температуре Т, давлении р или объеме , то наибольшее практическое значение приобрели две функции:

  G = – TS,    (1)

  A = – TS,    (2)

где G - гиббсова энергия, А - гельмгольцева энергия, Н - энтальпия и - внутренняя энергия. На основе (1) и (2) записываются зависимости:

DG = D – TD,   (3)

DA = DTD,   (4)

где DН и D - соответственно изобарный и изохорный тепловые эффекты реакции. Самопроизвольные процессы, происходящие при условии р, T = const, возможны лишь в направлении уменьшения G; пределом их протекания, то есть условием равновесия, служит достижение минимального значения G. Ход процессов, происходящих при , Т = const, прослеживается по изменению А. Знак и величина DG (DА) определяются соотношением между членами уравнения (3) или (4): тепловым эффектом DН (D) и так называемым энтропийным фактором TD; относительное значение первого возрастает с понижением температуры, для второго - с ее повышением.

  В Тважна роль химических потенциалов, так как любой переход вещества из одной фазы в другую (например, при растворении) возможен лишь в направлении их выравнивания. Условием равновесия служат одинаковые значения потенциала каждого компонента во всех фазах системы. Из этих условий выводится фаз правило, являющееся фундаментальным обобщением, описывающим равновесие в любой гетерогенной системе. В Тбольшое значение имеют различные соотношения, выводимые из общих положений термодинамики. К их числу относятся: действующих масс закон; уравнение изотермы реакции, характеризующее зависимость DG (DA) от концентраций (активностей) и парциальных давлений (фугитивностей) реагентов и выражающее величину максимальной работы реакции; уравнение изобары (изохоры) реакции, характеризующее влияние температуры на равновесие, и т. д.

  Для расчетов равновесий существенное значение имеют так называемые стандартные состояния веществ. Если все реагенты находятся в этих состояниях, то справедливо соотношение

DG0 = –RTln,   (5)

где G0 - стандартная гиббсова энергия, R - газовая постоянная, К - константа равновесия; объединение (3) с (5) дает соотношение

–RTln = D0 – TD0,   (6)

позволяющее по стандартным энтропиям и теплотам образования рассчитать разнообразные равновесия ( взаимодействие, фазовые равновесия в одно- и многокомпонентных системах, диссоциация электролитов, в частности комплексных соединений, и т. д.). Для расчета равновесий важно третье начало термодинамики (см. также Нернста теорема). С его помощью можно найти энтропию вещества в данных условиях на основании результатов калориметрических определений - по температурной зависимости его теплоемкости (от температур, близких к абсолютному нулю, до данной температуры), по температурам фазовых переходов и теплотам фазовых переходов (в соответствующем интервале температур). Затем по значениям каждого реагента (прод. и исх. - энтальпии продуктов реакции и исходных веществ) легко вычислить D прод. - Dисх.) для реакции.

  Важное место в Тпринадлежит квантовомеханическим расчетам термодинамических свойств и характеристик процессов (например, теплот образования); методами статистической термодинамики можно вычислить значение различных термодинамических функций на основе спектральных данных, связывая последние со структурой молекул (см. Статистическая физика).

  Из других направлений Тбольшая роль принадлежит термодинамике растворов. Хотя общая теория растворов не разработана, однако введение понятия активности существенно облегчило использование термодинамических уравнений (при наличии соответствующих экспериментальных данных).

  Выводы и методы Тсвязанные с термохимией, учением о равновесии, свойствами растворов и т. д., широко используются и в смежных отраслях знаний (физика, теплоэнергетика, геология, геохимия, биология и др.), и при решении проблем прикладного характера ( нефтехимическая, металлургическая, топливная и др. отрасли промышленности), способствуя теоретическому обоснованию и практическому осуществлению проектируемых, вновь вводимых и интенсификации ранее осуществленных процессов.

  С середины 20 в. получили развитие термодинамика неравновесных процессов и термодинамика высокотемпературных реакций.

  Лит.: Курс физической химии, 2 изд., М., 1969; Еремин Е. Н., Основы термодинамики, М., 1974; Карапетьянц М. Х,, термодинамика, 3 изд., М., 1975; Пригожин И., Дефэ и Р., термодинамика, пер. с англ., Новосиб., 1966; Glasstone ., Thermodynamics for chemists, , ., 1947; Aston J., Fritz J., Thermodynamics and Statistical Thermodynamics, . .-L., 1939; Lewis G., Randall М., Thermodynamics, 2 ed., . . - L. - Toronto, 1961. см. также лит. при ст. Термодинамика.

  М. Х. Карапетьянц.


Для поиска, наберите искомое слово (или его часть) в поле поиска


Новости 27.05.2022 06:03:48