Вопрос 9- Расчет изменения энтропии в различных процессах.

Так как энтропия – функция состояния, ΔSможно рассчитать в любом реальном процессе мысленно заменяя его 1 или несколькими обратимыми процессами.

ΔS =

1. 

P,T = const; фазовые переходы (плавление, сублимация)

Δ

2. Изохорный V = const

:

3. Изобарный P = const

:

4. Адиабатический Q=0

В химических реакциях:

Реакции протекают чаще всего при P = 1атм, участники находятся в стандартном состоянии

-

Энтропия обладает аддитивностью:

ΔSвсей системы =

Вопрос 10 – Третье начало термодинамики. Постулат Планка.

1906г Нернст - «Тепловая теорема Нернста». Согласно ей при абсолютном нуле любые изменения состояния системы происходят без изменения энтропии. T = 0, ΔS = 0.

1911г Макс Планк выдвинул гипотезу (постулат Планка): при температуре абсолютного нуля энтропия идеальных кристаллов любого индивидуального вещества равна нулю

Энтропия индивидуального вещества не может быть отрицательной.

достигает нуля раньше, чем температура

Охладить вещества ниже той температуры, при которой их теплоемкости обращаются в ноль, невозможно.

Абсолютный ноль недостижим.

Вопрос11 – Энергия Гиббса. Изменение энергии Гиббса – критерий направленности самопроизвольного процесса в закрытой системе.

Для определения направления протекания самопроизвольного процесса применяются термодинамические функции(потенциалы).

Термодинамические потенциалы – термодинамические функции, по знаку которых можно судить о термодинамической возможности протекания процесса в различных условиях.

1. Энергия Гиббса – изобарно-изотермический потенциал.

G = H – TS = U +pV – TS

G= f(T,p)

2. Энергия Гельмгольца – изохорно-изотермический потенциал

F = U – TS

F = f(T,V)

TS характеризует связанную энергию(потерянную работу) - ту часть энергии, которая рассеивается в окружающую среду в виде теплоты

-функции состояния системы

-абсолютное значение определить нельзя

-экстенсивные функции

ΔGкак критерий (ΔFаналогично):

1. , ΔG<0, min процесс термодинамически возможен, самопроизвольно в прямом направлении

2. , ΔG>0, max процесс термодинамически невозможен, самопроизвольно в обратном направлении

3. – состояние равновесия

Предельная T протекания прямой и обратной реакции

Вопрос 12 - Расчет стандартного изменения энергии Гиббса для химической реакции.

– изменение энергии Гиббса в реакции образования 1 моля данного соединения из простых веществ, находящихся в термодинамически устойчивых модификациях, в стандартных условиях.

для простых веществ и для = 0

Если Т≠298К, то рассчитывается с учетом теплоемкости исходных веществ и продуктов реакции, а так же энтальпий и энтропий фазовых переходов для участников реакции.

В практических расчетах используют следующие приближения:

1. 

2. 

Вопрос 13 - Химический потенциал. Химические потенциалы компонента в идеальной газовой смеси.

Классическим определением энергии Гиббса является выражение

Для системы с переменным числом частиц изменение энергии Гиббса 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.

G=f(p,T,n₁,n₂…n_i);n₁- моль первого компонента, n₂- моль второго …, n_i-моль iого компонента

dG=( _p,nidT+( _T,nidP+( _P,T,njdn₁+…+( _P,T,njdn_ii≠j

dG=-SdT+VdP+ _P,T,nidn_ji≠j

( _p,T,ni=µ_i=( ) частная производная, учитывающая зависимость G от состава системы, называется химическим потенциалом i-го компонента. (µ_i)

µ= ; N-число частиц

µ=µ₀+RTlnp -хим.потенциал 1 моля идеального газа

а для смеси: µi=µ +RTlnP_i ; где µ₀- стандартный химический потенциал при стандартных условиях p=1атм.

Условия равновесия:

1)при P,T=const

dG=-SdT+VdP+ _idn_i=0 , но так как –SdT=0, VdP=0 получаем:

=0

2) приV,T=const

dF=-SdT+PdW+ =0 ; опять: –SdT=0, VdP=0 и =0

значит

=0 - условие равновесия многокомпонентных систем при любых условиях.