Funkcje termodynamiczne reakcji chemicznej


Funkcje termodynamiczne reakcji chemicznej w encyklopedii

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii Przejdź do nawigacji Przejdź do wyszukiwania

Funkcje termodynamiczne reakcji chemicznej – wartości zmian termodynamicznych funkcji stanu (np. Δh, Δg[a]), które następują w układzie, w którym zachodzi reakcja, przy czym liczba postępu tej reakcji jest równa jedności (λ = 1). Wartości termodynamicznych funkcji reakcji wskazują, czy może ona zachodzić jako proces samorzutny (decydują o powinowactwie chemicznym) i są związane z ciepłem reakcji i wykonywaną pracą[1][2][3][4].

Spis treści

Liczba postępu reakcji | edytuj kod

Liczba postępu reakcji (λ), została zdefiniowana przez Théophila de Dondera w 1920 roku jako[1]:

λ = n z i ν i {\displaystyle \lambda ={\frac {n_{zi}}{\nu _{i}}}}

Wartość λ = 1, gdy liczby moli (nzi) powstałych produktów oraz liczby moli zużytych substratów są równe odpowiednim współczynnikom stechiometrycznymi) w równaniu reakcji.

Przykłady funkcji termodynamicznych reakcji | edytuj kod

Spośród funkcji termodynamicznych reakcji w termodynamice chemicznej najczęściej są stosowane wartości zmian (Δ) potencjałów termodynamicznych, np.[5][2]:

Δ h p , T = ( h λ ) p , T = Δ h = ν i , p r o d H i , p r o d ν i , s u b s H i , s u b s {\displaystyle \Delta h_{p,T}=\left({\frac {\partial h}{\partial \lambda }}\right)_{p,T}=\Delta h=\sum {\nu _{i,prod}H_{i,prod}}-\sum {\nu _{i,subs}H_{i,subs}}\,} Δ g p , T = ( g λ ) p , T = Δ g = ν i , p r o d G i , p r o d   n u i , s u b s G i , s u b s {\displaystyle \Delta g_{p,T}=\left({\frac {\partial g}{\partial \lambda }}\right)_{p,T}=\Delta g=\sum {\nu _{i,prod}G_{i,prod}}-\sum {\ nu_{i,subs}G_{i,subs}}\,} Δ f v , T = ( f λ ) v , T = Δ f v , T = ν i , p r o d F i , p r o d ν i , s u b s F i , s u b s {\displaystyle \Delta f_{v,T}=\left({\frac {\partial f}{\partial \lambda }}\right)_{v,T}=\Delta f_{v,T}=\sum {\nu _{i,prod}F_{i,prod}}-\sum {\nu _{i,subs}F_{i,subs}}\,}

Różne termodynamiczne funkcje reakcji są powiązane tymi samymi zależnościami, które są wyznaczone dla poszczególnych funkcji stanu układów, w których reakcja nie zachodzi, np.: równania Gibbsa-Helmholtza[6]:

f = u T s = u + T ( f T ) v {\displaystyle f=u-Ts=u+T\left({\frac {\partial f}{\partial T}}\right)_{v}\,} g = h T s = g ( g T ) p {\displaystyle g=h-Ts=g\left({\frac {\partial g}{\partial T}}\right)_{p}\,}
  • energia swobodna reakcji i entapia swobodna reakcji:
Δ f = Δ u + T ( Δ f T ) v {\displaystyle \Delta f=\Delta u+T\left({\frac {\partial \Delta f}{\partial T}}\right)_{v}\,} Δ g = Δ h + T ( Δ g T ) p {\displaystyle \Delta g=\Delta h+T\left({\frac {\partial \Delta g}{\partial T}}\right)_{p}\,}

Przykłady zastosowań funkcji termodynamicznych reakcji | edytuj kod

Termodynamiczne funkcje reakcji są wykorzystywane w takich równaniach, fundamentalnych dla termodynamiki chemicznej, jak np.:

Δ h ( T 2 ) = Δ h ( T 1 ) + T 1 T 2 Δ C p d T {\displaystyle \Delta h^{\ominus }(T_{2})=\Delta h^{\ominus }(T_{1})+\int \limits _{T_{1}}^{T_{2}}\Delta C_{p}^{\ominus }dT} gdzie: C p , i = α i + β i + γ i + . . . {\displaystyle C_{p,i}=\alpha _{i}+\beta _{i}+\gamma _{i}+...\,} Δ C p = Δ α + Δ β T + Δ γ T + . . . {\displaystyle \Delta C_{p}^{\ominus }=\Delta \alpha +\Delta \beta T+\Delta \gamma T+...\,} Δ α = ν i , p r o d α i , p r o d n i , s u b s α i , s u b s {\displaystyle \Delta \alpha =\sum \nu _{i,prod}\alpha _{i,prod}-\sum n_{i,subs}\alpha _{i,subs}\,} Δ β = ν i , p r o d β i , p r o d ν i , s u b s β i , s u b s {\displaystyle \Delta \beta =\sum \nu _{i,prod}\beta _{i,prod}-\sum \nu _{i,subs}\beta _{i,subs}\,} Δ γ = ν i , p r o d γ i , p r o d ν i , s u b s γ i , s u b s {\displaystyle \Delta \gamma =\sum \nu _{i,prod}\gamma _{i,prod}-\sum \nu _{i,subs}\gamma _{i,subs}\,} Δ g = R T l n ( Π a i , p r o d ν i Π a i , s u b ν i l n K a ) {\displaystyle \Delta g=RTln({\frac {\Pi a_{i,prod}^{\nu _{i}}}{\Pi a_{i,sub}^{\nu _{i}}}}-lnK_{a})} izobary van ’t Hoffa: ( l n K T ) p = Δ h R T 2 {\displaystyle \left({\frac {\partial lnK}{\partial T}}\right)_{p}={\frac {\Delta h^{\ominus }}{RT^{2}}}} izochory van ’t Hoffa: ( l n K T ) v = Δ u R T 2 {\displaystyle \left({\frac {\partial lnK}{\partial T}}\right)_{v}={\frac {\Delta u^{\ominus }}{RT^{2}}}} gdzie: Δhø, Δuø - standardowa entalpia i energia wewnętrzna reakcji (wyznaczona dla ai = 1) ( l n K p ) T = Δ v R T {\displaystyle \left({\frac {\partial lnK}{\partial p}}\right)_{T}={\frac {\Delta v^{\ominus }}{RT}}} gdzie: Δvø - standardowa zmiana objętości reagentów (wyznaczona dla ai = 1)

Uwagi | edytuj kod

  1. W niektórych źródłach są stosowane symbole ΔH, ΔG (i analogiczne), jako symbole wartości odnoszących się do określonej liczby moli reagentów. W innych równaniach termodynamicznych wielkimi literami, np. H, G, V, S, są oznaczane molowe wartości funkcji czystych związków w określonym stanie, a symbolami Hi, Gi Vi, Siitp. – odpowiednie wartości cząstkowe molowe (da 1 mola w roztworze o określonym składzie). Małymi literami (h, g, v, s) oznacza się wartości dotyczące całego układu.

Przypisy | edytuj kod

  1. a b Józef Szarawara: "Termodynamika chemiczna”. Warszawa: WNT, 1969, s. 233-250.
  2. a b Stanisław Bursa: Chemia fizyczna. Wyd. Wyd. 2 popr. Warszawa: Państwowe Wydawnictwo Naukowe, 1979, s. 422-432. ISBN 83-01-00152-6.
  3. Kazimierz Gumiński: Elementy chemii teoretycznej. Warszawa: Państwowe Wydawnictwo Naukowe, 1964, s. 555-564.
  4. red. Antoni Basiński: Chemia fizyczna. Warszawa: Państwowe Wydawnictwo Naukowe, 1966, s. 642-654.
  5. op. cit. Józef Szarawara: Termodynamika chemiczna. s. 234.
  6. op. cit. Stanisław Bursa: Chemia fizyczna. s. 460-461.
  7. op. cit. Józef Szarawara: Termodynamika chemiczna. s. 242-244.
  8. op. cit. Stanisław Bursa: Chemia fizyczna. s. 432-438.
  9. op. cit. Kazimierz Gumiński: Elementy chemii teoretycznej. s. 543.
Na podstawie artykułu: "Funkcje termodynamiczne reakcji chemicznej" pochodzącego z Wikipedii
OryginałEdytujHistoria i autorzy