Гиббс энергиясы

Презентация қосу

“Химиялық термодинамика
екінші және үшінші заңдары”
Термодинамиканың негізгі түсініктері
• . Жүйе дегеніміз кеңістіктің бір бөлігі. Ашық жүйе қоршаған ортамен энергияны және затты
алмастырадын жүйе. Жабық жүйе – қоршаған ортамен тек энергияны алмастырадын жүйе.
• Оқшауланған жүйе - қоршаған ортамен затты да, энергияны да алмастырмайтын жүйе.
Оқшауланған жүйенің ішкі энергиясы тұрақты шама.
• Жүйелер гомогенді және гетерогенді деп екі топқа бөлінеді:
• Гомогенді жүйе деп біркелді, бірфазалы жүйені айтады.
• Гетерогенді жүйе деп біркелкісіз, көпфазалы жүйені айтады.
• Фаза деп жүйенің басқа бөліктерінен шекарамен бөлінген, кез-келген нүктесінде физикалық
және химиялық қасиеттері бірдей жүйенің бір бөлігін айтады.
• Энтальпия - ішкі энергия, көлем және қысым арасындағы байланысты көрсетеді және өзі
кеңіген жүйенің ішкі энергиясы болып келеді:
• Н = U + PV (3.1)
• dН = dU + PdV +VdP
• U, P, V – күй функциялары, өйткені оның өзгерісі процестің жүру жолына тәуелсіз.
• Жылу мен жұмыс процестің функциялары болып саналады. Жылу мен жұмыстың мөлшері
жүйенің бір күйден басқа күйге ауысқандағы жүру жолына тәуелді.
• Жылусыйымдылық. Заттың бір грамының не бір молінің температурасын бір градусқа көтеру
үшін жұмсалатын жылу мөлшерін жылусыйымдылық деп атайды. Заттардың
жылусыйымдылығы температураға тәуелді, сондықтан жылусыйымдылықтың мәні нақтылы
және орташа болып бөлінеді.
• Орташа жылусыйымдылық деп берілген екі температура аралығындағы оның мәнін айтады:

• Нақтылы жылусыйымдылық деп берілген температурадағы жүйе жылусыйымдылығын айтады:

Заттың 1 кг тиісті жылусыйымдылық – меншікті жылусыйымдылық деп, ал 1 моліне тиістісі
мольдік жылусыйымдылық деп аталады.
• Процесті өткізу жағдайына байланысты жылусыйымдылықты (P=const) изобаралық Ср және
(V=const) изохоралық Cv деп бөледі.
Ішкі энергия. Ішкі энергия (U) системаның жалпы энергия
қорын сипаттайды. Оның құрамына системаны құрайтын
электрондардын, ядролардың, атомдардың, молекулалардың,
бөлшектердің өзара әрекеті мен қозғалыстарындағы энергияның
барлық түрлері енеді. Әйтсе де ішкі энергияға сыртқы күш өрісіндегі
потенциалдык, энергия мен системадағы кинетикалық энергия4
енбейді. Оның абсолюттік мәнін ең қарапайым система үшін де
анықтау мүмкін емес және термодинамика мақсаты үшін ол керек
емес. Система бір күйден екіншіге ауысқан кездегі оның ішкі энергия
өзгерісінің мәнін табу маңыздыU=U2-U1 Қарастырылып отырған
процестегі системаның ішкі энергиясы көбейсе (артса), онда U оң,
азайса теріс болады.
Термодинамиканың екінші заңы:
Термодинамиканың екінші заңы энтропияның өсу заңы ретінде
мәлім. Ол әр түрлі энергиялардың жылуға толық айналуын, ал
жылудың жұмысқа толық айналмайтынын көрсетеді.

“Оқшауланған жүйедегі энтропия не өседі, не өзгеріссіз қалады.
Жабық жүйедегі реакция бағыты энтропияның өсу бағытында
жүреді” яғни, барлық үдерістер бос (еркін) энергияның кішіреюі
бағытында өздігінен жүре алады.
• Сондықтан энтропияның өзгеру мәнін есептеу кезде қайтымды
үрдістерге тән теңдеулерді қолдану керек. Күрделі үрдістердегі
энтропияның өзгерісі оның әр түрлі стадиясындағы энтропиясына тең.
Энтропия ретсіздік өлшемі, оқшауланған жүйедегі энтропияның мәні 0-
ден үлкен болса, яғни үрдіс өздігімен жүреді. ∆S>0.
• Кез-келген температурада, кез-келген зат үшін энтропияны есептеуге
болады, егер оның бір температурадағы бір абсолют мәні белгілі болса.
• 1. P=const (Т-Т) температура аралығында n моль затты қыздырғанда,
Процестердің бағыты. Изобаралық потенциал. Гиббс энергиясы

• Термодинамиканың екінші заңы бойынша ішкі энергия және энтальпия: U = F +
TS; H = G + TS
• Гиббс(G) және Гельмгольц (F) энергиялары жүйенің термодинамикалық күй
функциялары, оларды «еркін» энергиялар деп атайды. Жүйенің ішкі
энергиясының қалған бөлігі жұмысқа ауыса алмайды, жүйеде қалып қояды және
сол себептен «байланысқан» энергия деп аталады.
• Байланысқан энергия жүйенің энтропиясымен анықталады және ол абсолюттік
температураны энтропия өзгерісіне көбейткенге тең, яғни TdS немесе TΔS:
• dG ≤ dH − TdS ; ΔG ≤ ΔH − TΔS
• dF ≤ dH − TdS ; ΔF ≤ ΔH − TΔS
• Бұл теңдеулер Т-const. ж/е V-const. н/се сәйкес қысымда қайтымды (=) және
қайтымсыз (<) үрдістер үшін жазылған.
Термодинамикалық функция өзгерістерін (ΔG, ΔF) кез келген реакция үшін жылу
эффектілері сияқты Гесс заңы бойынша есептейді. Қ.ж. (25°С және 101325 Н/м2)
термодинамикалық функцияның шамалары анықтама кітабында беріледі:
Gºреак= Gºөнім- Gºбаст.зат. /кДж/моль, ккал/моль./
Жай заттың ең тұрақты модификациясының түзілуінің G0298 –мәні нөлге тең .
Термодинамиканың 2-ші заңының матем.өрнегі: dS ≥ δQ/T ; ΔS ≥ Q/T
мұнд.: > белгісі қайтымсыз, ал = белгісі қайтымды үрдістер үшін.
Энтропия S – термодинамикалық күй функциясы, ол экстенсивтік қасиет көрсетеді,
яғни жүйенің массасына тәуелді; /Дж/моль•К./
Термодинамикалық ықтималдық W мен жүйенің ретсіздікке ұмтылуын сипаттайтын
термодинамикалық күй функциясы энтропия S арасындағы байланыс Больцман
формуласымен өрнектеледі: S = klnW
k − Больцман конст., 1,38 · 10 23 Дж/к.
Ішкі энергия мен энтальпиядан өзгешелігі энтропияның абсолюттік
мәні анықталған болу мүмкіндігі. Энтропия мәні заттардың табиғатына
(молекула күрделенген сайын оның энтропиясының жоғарылауы,
мысалы, S0CO =197Дж /моль·К, ал S0CO2 = 214 Дж/моль·К) және
агрегаттық күйіне (ең үлкен энтропия мәні газ тәріздес күйдегі,
кішілері сұйық және қатты заттарда , мысалы, S0H2O(с) = 70
Дж/моль·К , ал S0 H2O(г) = 189 Дж/моль·К).
Қ.ж. Т=298К ж/е р=1,013·105Па (1атм.) стандарттық энтропия S0
болады. ∆Sреак. = ∑(νi Ѕ°)өнім - ∑(νi Ѕ°)баст.
Термодинамика заңы бойынша: жай заттың түзілу энтальпиясынан
өзгешілігі жай затттың энтропиясы нольге тең болмайды.
Термодинамиканың үшінші
заңы
Таза, кристалданған қатты денелер арасындағы химиялық реакцияларды
өлшеу абсолютті нөлге жақындаған кезде энтропияның өзгеруі нөлге
ұмтылатынын көрсетті:
лимТ→0ΔrС.=0лим⁡
Т→0ΔrС.=0
Теңдеу Нернсттің жылулық теоремасы деп аталады, оның көмегімен
бастапқыда реакцияға қатысушылардың жылу сыйымдылықтары өлшенді.
Нернст жылу теоремасына
ΔrС.ΔrС. реакцияға
- қатысушылардың реакция
энтропияларын ТТ да енгізуге болады:
-

ΔrС.=лимТ→0⎡⎣⎛⎝∑менνменС.м,мен⎞⎠2−⎛⎝∑менνменС.м,мен⎞⎠1⎤⎦=0лим⁡Т→0Δ
лимТ→0

rС.=лим⁡Т→0[(∑менνменС.м,мен)2−(∑менνменС.м,мен)1]=0
Аңыз
Термодинамиканың үшінші заңының тұжырымы Нернсттің жылулық
теоремасына қатысты:
теорема
Нөл мәнін абсолютті нөлде идеалды кристалданған заттар ретінде
қарастырылатын барлық химиялық заттардың энтропиясы үшін
орнатуға болады.
Әрбір химиялық заттың белгілі бір оң энтропиясы болады.
Термодинамиканың үшінші заңының тағы бір тұжырымы:
теорема
Үшінші заңда шексіз қадамдармен абсолютті нөлге жетуге болатын
процесс жоқ екендігі айтылған.
Идеал кристалданған қатты зат болмағандықтан, абсолютті нөлдік нүктеге де
жету мүмкін емес.

Абсолютті нөлде бір ғана іске асыру опциясы болуы мүмкін (микро-күй):
С.=клнΩ=клн1=0
Қорытынды:
Термодинамика денелер энергиясыньщ бір-біріне жылу мен
жұмыс түрінде өзгеруін, айналуын зерттейді. Қоршаған ортадағы
энергияның осылай алмасуы термодинамикада сандық сипаттама
ретінде қарастырылады. Жылу, электрон, атом, молекула сияқты
бөлшектердің ретсіз қозғалысын, яғни олардың кинетикалық
энергиясының жылу түріндегі энергиямен алмасуын, ал жұмыс —
сол бөлшектердің реттелген қозғалысын кинетикалық энергия
түрінде сипаттайды.
Термодинамика негізінен термодинамиканың бірінші және
екінші заңдары деп аталатын екі заңдылыққа сүйенеді. Олардың
екеуі де өмірдегі, өндірістегі тәжірибелерді жинақтап, қорытып,
тұжырымдаудан пайда болған.

Ұқсас жұмыстар

АДСОРБЦИЯНЫ СИПАТТАЙТЫН НЕГІЗГІ ТЕҢДЕУЛЕР. ФРУМКИН ТЕҢДЕУІ. ГИББС ТЕҢДЕУІ

Полимерлердің еру термодинамикасы

Бөлену қабатындағы беттік құбылыстар. Адсорбация. Хроматография. Медицина тәжірибесінде қолданылуы

Жүйенің энергия минимумына ұмтылуы

ХИМИЯЛЫҚ ТЕПЕ- ТЕҢДІККЕ ТЕМПЕРАТУРАНЫҢ, ҚЫСЫМНЫҢ ЖӘНЕ КОНЦЕНТРАЦИЯНЫҢ ӘСЕРІ

Энергия алмасу кезеңдері

Жүйе күйі

Беттік құбылыстың термодинамикасы

Жер бетінде алғаш рет термоядролық реакциялар 1950 жылдардың басында

РЕФЛЕКСИЯ - КЕРІ БАЙЛАНЫС

Пәндер