Hemijske reakcije se ne koriste samo za dobivanje konačnih proizvoda. Vrlo često je važno znati koliko se toplote može dobiti sagorevanjem određene vrste goriva, koliki rad se može dobiti tokom raznih hemijskih reakcija. Od velike je važnosti i prethodno rješenje pitanja o fundamentalnoj mogućnosti nastanka određene reakcije. Sve se to može učiniti izvođenjem posebnih proračuna na osnovu poznavanja termodinamičkih parametara tvari uključenih u kemijski proces. Jer hemijske transformacije veoma su raznovrsni, i više od 100 hemijski elementi, tada nastaje problem izbora porijekla termodinamičkih veličina. U tu svrhu termodinamika široko koristi koncepte standardna stanja i standardni uslovi.

Važna karakteristika hemijskih reakcija je da se u toku reakcije različiti hemijski elementi ne pretvaraju jedni u druge. To znači da se za postavljanje referentne tačke za termodinamičke veličine mogu uzeti svi hemijski elementi u standardnim stanjima, upravo isto kako u odnosu na početne materijale tako iu odnosu na produkte reakcije.

U prethodnom dijelu pokazano je da vrijednosti energetskih parametara kemijskih procesa općenito zavise od putanje reakcije. To su, na primjer, toplina procesa ili rad procesa. Ali ipak, postoje uvjeti kada su toplina i rad procesa jednoznačno određeni postavljanjem konačnog i početnog stanja. Gde procesi treba da se odvijaju konstantan volumen ili pritisak. Temperatura sistema na kraju procesa mora biti ista kao i temperatura na početku procesa. U takvim slučajevima shema za izvođenje termodinamičkih proračuna izgleda posebno jednostavno, kao što slijedi iz Sl. 11.1.

Promjena termodinamičkog parametra u reakciji

polazne supstance -» finalne supstance

jednaka je razlici između odgovarajućih parametara za formiranje završnih i početnih supstanci. Na primjer, promjena entalpije u reakciji je

Slično se izračunava promjena reakcije i drugih veličina. Za entropiju se koriste apsolutne vrijednosti supstanci

Označavanje termodinamičkih veličina na sl. 11.1 ima dodatne indekse. Indeks "o" označava da vrijednost koja se razmatra karakterizira standardno stanje materije.

Indeks "g" dolazi iz engleska riječ reakcija i u budućnosti će se naširoko koristiti za karakterizaciju veličina koje se mijenjaju u reakcijama. Indeks "f" (formacija) ukazuje na promjenu razmatrane vrijednosti u reakciji stvaranja spoja iz jednostavnih tvari. Međutim, upotreba indeksa "r" (ili "f") ima još jednu važnu funkciju: promjenu neke termodinamičke veličine, zapisanu kao A g M, karakteriše

Rice. 11.1. Šema za proračun termodinamičkih parametara promjene brzine kemijskih reakcija M u odgovoru sa promjenom za jedan za vrlo veliki sistem, kada promjene ne utiču na svojstva sistema. Drugim riječima, veličine s indeksom "r" (ili "f") karakteriziraju diferencijalna svojstva sistema:

i na primjer

zadržavajući sistemske parametre nepromijenjenim (osim vrijednosti?). dakle, AM je promjena vrijednosti M, aa x M - brzina promjene vrijednosti M sa dubinom reakcije. Vrijednost A x M karakterizira tangentu nagiba krivulje ovisnosti M od ?,.

Vrijednosti potrebne za proračun uzimaju se direktno iz termodinamičkih tablica koje su kreirane na osnovu eksperimentalnih i teorijskih podataka.

Kao jedinstvena referentna nula, trenutno se koristi skup svih hemijskih elemenata u obliku jednostavnih supstanci koje su u najstabilnijim oblicima na 25°C. Na primjer, ugljenik se uzima u obliku grafita, brom se uzima u obliku tekućine. Izuzeci su za fosfor i kalaj. Za fosfor se kao osnovna supstanca uzima bijeli fosfor (jedinjenje P 4), a za kalaj bijeli kalaj ((3-kalaj), jer su te tvari pristupačnije. skup jednostavnih supstanci čini osnovu za termodinamičke proračune, a svaka jednostavna supstanca uključena u osnovu je osnovni supstance.

Za izvođenje termodinamičkih proračuna koriste se parametri tvari standardna stanja, koji su, u skladu sa preporukom IUPAC-a (za upotrebu od 1982.), odabrani na sljedeći način:

1. Temperatura supstance u standardnom stanju jednaka je temperaturi sistema:

2. Pritisak nad supstancom u standardnom stanju ili pritisak gasovite supstance u standardnom stanju (p°) jednak 1 baru:

Do 1982. kao pritisak u standardnom stanju korišćen je pritisak od jedne atmosfere (1 atm = 101325 Pa). Iako su moguće razlike u referentnim podacima male, ipak se preporučuje obratiti pažnju na sistem jedinica koje se koriste za pritisak u standardnom stanju.

• 3. Za gasovite supstance, hipotetička stanja u obliku idealnih gasova se biraju kao standardna stanja.
• 4. Za tečne i čvrste supstance uzimaju se realna stanja p°= 1 bar i temperatura T.
• 5. Ponekad se u obzir uvode hipotetička stanja materije, na primjer, voda u obliku plina pod pritiskom od 1 bar i temperature ispod 100 °C, ili u obliku leda na 25 °C.
• 6. Termodinamičke veličine koje karakterišu supstance u standardnim stanjima nazivaju se standard.

Rečeno je da supstance u standardnom stanju na temperaturi T° = 298,15 K se nalazi u standardnim uslovima. Imajte na umu da ne smijete brkati standardna stanja i standardne uslove: standardni uslovi mogući na bilo kojoj temperaturi, standardni uslovi se odnose samo na temperaturu 25 °C.

Treba napomenuti da se u praksi ponekad koriste i druga standardna stanja, ako se to čini zgodnijim. Za teške i tečne supstancečesto koriste koncept standardnog stanja pri svim pritiscima, a ne samo pri p°= 1 bar. Za označavanje standardnih vrijednosti koje se odnose na takve standardne uvjete, koristit ćemo superskript "*" (na primjer, AN*).

Za smjese i otopine kao standard se koristi stanje idealne smjese ili otopine s koncentracijom tvari jednakom jedinici (molarnost ili molalitet).

Ponekad države sa T= Dsistemi) i V= I ' = 1 l.

Dugo vremena, fizičari i predstavnici drugih nauka imali su način da opišu ono što opažaju tokom svojih eksperimenata. Nedostatak konsenzusa i prisustvo velikog broja pojmova izvučenih „iz vedra neba“ doveli su do zabune i nesporazuma među kolegama. Vremenom je svaka grana fizike dobila svoje ustaljene definicije i mjerne jedinice. Tako su se pojavili termodinamički parametri koji objašnjavaju većinu makroskopskih promjena u sistemu.

Definicija

Parametri stanja, ili termodinamički parametri, su serija fizičke veličine, koji zajedno i svaki zasebno mogu karakterizirati posmatrani sistem. To uključuje koncepte kao što su:

• temperatura i pritisak;
• koncentracija, magnetna indukcija;
• entropija;
• entalpija;
• Gibbsova energija i Helmholtz i mnogi drugi.

Postoje intenzivni i ekstenzivni parametri. Ekstenzivne su one koje direktno zavise od mase termodinamičkog sistema, a intenzivne one koje su određene drugim kriterijumima. Nisu svi parametri podjednako nezavisni, stoga je za izračunavanje ravnotežnog stanja sistema potrebno odrediti nekoliko parametara odjednom.

Osim toga, među fizičarima postoje određena terminološka neslaganja. Ista fizička karakteristika različitih autora može se nazvati ili proces, ili koordinata, ili vrijednost, ili parametar, ili čak samo svojstvo. Sve zavisi od sadržaja u kojem ga naučnik koristi. Ali u nekim slučajevima postoje standardizovane preporuke kojih se sastavljači dokumenata, udžbenika ili naredbi moraju pridržavati.

Klasifikacija

Postoji nekoliko klasifikacija termodinamičkih parametara. Dakle, na osnovu prvog paragrafa, već je poznato da se sve količine mogu podijeliti na:

• ekstenzivno (aditivno) - takve tvari poštuju zakon adicije, odnosno njihova vrijednost ovisi o broju sastojaka;
• intenzivne - ne zavise od toga koliko je supstance uzeto za reakciju, budući da su poravnate tokom interakcije.

Na osnovu uslova pod kojima se nalaze supstance koje čine sistem, količine se mogu podeliti na one koje opisuju fazne reakcije i hemijske reakcije. Osim toga, reaktanti se moraju uzeti u obzir. Oni mogu biti:

• termomehanički;
• termofizički;
• termohemijska.

Osim toga, bilo koji termodinamički sistem obavlja određenu funkciju, tako da parametri mogu karakterizirati rad ili toplinu dobivenu kao rezultat reakcije, a također vam omogućiti da izračunate energiju potrebnu za prijenos mase čestica.

Varijable stanja

Stanje bilo kojeg sistema, uključujući termodinamički, može se odrediti kombinacijom njegovih svojstava ili karakteristika. Sve varijable koje su u potpunosti određene samo u određenom trenutku i ne zavise od toga kako je sistem tačno došao u ovo stanje nazivaju se termodinamički parametri (varijable) stanja ili funkcije stanja.

Sistem se smatra stacionarnim ako funkcijske varijable ne mijenjaju se tokom vremena. Jedna opcija je termodinamička ravnoteža. Svaka, pa i najmanja promjena u sistemu, već je proces i može sadržavati od jednog do nekoliko promjenjivih parametara termodinamičkog stanja. Slijed u kojem stanja sistema neprekidno prelaze jedno u drugo naziva se "put procesa".

Nažalost, još uvijek postoji zabuna s terminima, jer ista varijabla može biti i nezavisna i rezultat dodavanja nekoliko sistemskih funkcija. Stoga se pojmovi kao što su "funkcija stanja", "parametar stanja", "varijabla stanja" mogu smatrati sinonimima.

Temperatura

Jedan od nezavisnih parametara stanja termodinamičkog sistema je temperatura. To je vrijednost koja karakterizira broj kinetička energija po jedinici čestica u termodinamičkom sistemu u ravnoteži.

Ako pristupimo definiciji pojma sa gledišta termodinamike, onda je temperatura vrijednost obrnuto proporcionalna promjeni entropije nakon dodavanja topline (energije) sistemu. Kada je sistem u ravnoteži, vrijednost temperature je ista za sve njegove "učesnike". Ako postoji temperaturna razlika, tada toplije tijelo daje energiju, a hladnije ga apsorbira.

Postoje termodinamički sistemi u kojima se, kada se doda energija, nered (entropija) ne povećava, već, naprotiv, smanjuje. Osim toga, ako takav sistem stupi u interakciju s tijelom čija je temperatura veća od njegove vlastite, tada će on predati svoju kinetičku energiju ovom tijelu, a ne obrnuto (na osnovu zakona termodinamike).

Pritisak

Pritisak je veličina koja karakterizira silu koja djeluje na tijelo okomito na njegovu površinu. Da biste izračunali ovaj parametar, potrebno je cijelu količinu sile podijeliti s površinom objekta. Jedinice ove sile će biti paskali.

U slučaju termodinamičkih parametara, plin zauzima cjelokupni volumen koji mu je dostupan, a osim toga, molekuli koji ga čine neprestano se nasumično kreću i sudaraju se međusobno i sa posudom u kojoj se nalaze. Upravo ovi udari određuju pritisak supstance na zidove posude ili na telo koje se nalazi u gasu. Sila se širi u svim smjerovima podjednako upravo zbog nepredvidivog kretanja molekula. Za povećanje pritiska potrebno je povećati temperaturu sistema i obrnuto.

Unutrašnja energija

Glavni termodinamički parametri koji zavise od mase sistema uključuju unutrašnju energiju. Sastoji se od kinetičke energije zbog kretanja molekula supstance, kao i od potencijalna energija koji se dešava kada molekuli međusobno komuniciraju.

Ovaj parametar je nedvosmislen. To je vrijednost unutrašnja energija stalno kad god je sistem u željenom stanju, bez obzira na to kako je do njega (stanja) došlo.

Nemoguće je promijeniti unutrašnju energiju. To je zbir toplote koju odaje sistem i rada koji on proizvodi. Za neke procese uzimaju se u obzir i drugi parametri, kao što su temperatura, entropija, pritisak, potencijal i broj molekula.

Entropija

Drugi zakon termodinamike kaže da se entropija ne smanjuje. Druga formulacija postulira da energija nikada ne prelazi sa tijela s nižom temperaturom na toplije. To, pak, negira mogućnost stvaranja vječnog motora, jer je nemoguće svu energiju koja je dostupna tijelu prenijeti u rad.

Sam koncept "entropije" uveden je u upotrebu sredinom 19. veka. Tada je to percipirano kao promjena količine topline u odnosu na temperaturu sistema. Ali takva definicija se odnosi samo na procese koji su stalno u stanju ravnoteže. Iz ovoga možemo izvući sljedeći zaključak: ako temperatura tijela koja čine sistem teži nuli, onda će entropija biti jednaka nuli.

Entropija kao termodinamički parametar stanja gasa koristi se kao indikacija mere slučajnosti, slučajnosti kretanja čestica. Koristi se za određivanje distribucije molekula u određenom području i posudi, ili za izračunavanje elektromagnetne sile interakcije između jona neke supstance.

Entalpija

Entalpija je energija koja se može pretvoriti u toplinu (ili rad) pri konstantnom pritisku. Ovo je potencijal sistema koji je u stanju ravnoteže, ako istraživač zna nivo entropije, broj molekula i pritisak.

Ako je termodinamički parametar specificiran idealan gas, umjesto entalpije, koristi se izraz "energija proširenog sistema". Kako bismo sebi lakše objasnili ovu vrijednost, možemo zamisliti posudu napunjenu plinom, koji je jednoliko komprimiran klipom (npr. motor unutrašnjim sagorevanjem). U ovom slučaju, entalpija će biti jednaka ne samo unutrašnjoj energiji tvari, već i radu koji se mora obaviti da se sistem dovede u traženo stanje. Promjena ovog parametra zavisi samo od početnog i konačnog stanja sistema, a način na koji će se on dobiti nije bitan.

Gibbsova energija

Termodinamički parametri i procesi su uglavnom povezani sa energetskim potencijalom supstanci koje čine sistem. Dakle, Gibbsova energija je ekvivalent ukupne hemijske energije sistema. Pokazuje koje će se promjene dogoditi u toku kemijskih reakcija i hoće li tvari uopće stupati u interakciju.

Promjena količine energije i temperature sistema tokom reakcije utiče na koncepte kao što su entalpija i entropija. Razlika između ova dva parametra će se zvati Gibbsova energija ili izobarično-izotermalni potencijal.

Minimalna vrijednost ove energije se posmatra ako je sistem u ravnoteži, a njegov pritisak, temperatura i količina materije ostaju nepromijenjeni.

Helmholtzova energija

Helmholcova energija (prema drugim izvorima - jednostavno slobodna energija) je potencijalna količina energije koju će sistem izgubiti pri interakciji sa tijelima koja nisu dio njega.

koncept slobodna energija Helmholtz se često koristi da odredi koliki rad sistem može obaviti, odnosno koliko topline se oslobađa kada tvari prelaze iz jednog stanja u drugo.

Ako je sistem u termodinamičkoj ravnoteži (tj. ne radi nikakav rad), tada je nivo slobodne energije na minimumu. To znači da se promene u drugim parametrima, kao što su temperatura, pritisak i broj čestica, takođe ne dešavaju.

STANDARDNO STANJE u hemijskoj termodinamici, stanje sistema izabrano kao referentno stanje prilikom procene termodinamičkih veličina. Potrebno je odabrati STANDARDNO STANJE str. zbog činjenice da se u okviru hemijske termodinamike ne može izračunati aps. Gibbsove energetske vrijednosti, hemijski potencijal s, entalpije i druge termodinamičke veličine za datu supstancu; poravnanje je moguće samo u odnosu. vrijednosti ovih vrijednosti u ovom stanju u poređenju sa njihovom vrijednošću u STANDARDNOM STANJU c.

STANDARDNO STANJE str. izabrati iz razloga pogodnosti proračuna; može se promijeniti prilikom prelaska s jednog zadatka na drugi. Vrijednosti termodinamičkih veličina u STANDARDNOM STANJU str. nazivaju se standardnim i obično se označavaju nulom prema gore. indeks, na primjer G 0 , H 0 , m 0 - respektivno, standardna Gibbsova energija, entalpija, hemijski potencijal supstance. Za hemijsku reakciju, D G 0 , D H 0 , D S 0 jednaki su promenama u G 0 , H 0 i S 0 reakcionog sistema, respektivno, u procesu prelaska iz početnih supstanci u STANDARDNO STANJE c. na produkte reakcije u STANDARDNOM STANJU c.

STANDARDNO STANJE str. karakterišu standardni uslovi: pritisak p 0, temperatura T 0, sastav (molarni udio x 0). IUPAC komisija za termodinamiku identifikovala je (1975) kao glavnu STANDARDNU DRŽAVU str. za sve plinovite tvari, čista tvar (x 0 \u003d 1) u stanju idealnog plina s tlakom p 0 = 1 atm (1,01 10 5 Pa) za bilo koji fiksni. temperatura. Za čvrste i tekuće tvari, osnovno STANDARDNO STANJE c. je stanje čiste (x 0 = 1) tvari pod vanjskim pritiskom p 0 = 1 atm. Definiciji STANDARDNI STANJE str. IUPAC T 0 nije uključen, iako se često govori o standardnoj temperaturi od 298,15 K.

Mn. gasovi pod pritiskom od 1 atm ne mogu se smatrati idealnim gasom. STANDARDNO STANJE str. u ovim slučajevima, ne stvarne, već neke hipotetske. stanje. Slično umetnosti. izaberite STANDARDNI STANJE str. zbog jednostavnosti proračuna termodinamičkih funkcija za idealni plin.

Za proces formiranja hemijskog jedinjenja iz jednostavnih supstanci, standardne Gibbsove energije, entalpije i entropije date su u termodinamičkim referentnim knjigama.

Za određivanje ovih vrednosti biraju se neke jednostavne supstance za koje su, po definiciji, ispunjeni sledeći uslovi: = 0, =0, = 0. Kao STANDARDNO STANJE c. za jednostavne supstance, stabilna faza i hemijsko stanje elementa se pretpostavlja na datoj temperaturi. Ovo stanje se ne poklapa uvek sa prirodnim; dakle, STANDARDNI STANJE str. jednostavna supstanca fluor na svim temperaturama je čisti idealni gas na 1 atm, koji se sastoji od F 2 molekula; u ovom slučaju, disocijacija F 2 na atome se ne uzima u obzir. STANDARDNO STANJE str. mogu se razlikovati u različitim temperaturnim rasponima. Za Na, na primjer, u rasponu od 0 do T pl (370,86 K) STANDARDNO STANJE s. jednostavna supstanca - čisti metal. Na na 1 atm; u opsegu od T pl do T kip (1156,15 K) - čisti tečni Na na 1 atm; iznad 1156,15 K je idealan gas na 1 atm, koji se sastoji isključivo od atoma Na. Dakle, arr., standardna entalpija formiranja čvrstog NaF ispod 370,86 K odgovara promjeni entalpije u reakciji Na (tv) + 1/2 F 2 = = NaF (tv), i to u rasponu od 370,86-1156,15 K odgovara promjeni entalpije u reakciji Na (tečnost) + 1/2 F 2 = NaF (TB).

STANDARDNO STANJE str. uvodi se jon u vodeni rastvor da bi se omogućilo da se eksperimentalno određene entalpije rastvaranja D aq H 0 (H 2 O) pretvore u entalpiju formiranja hemijskog jedinjenja. Dakle, ako je poznata standardna entalpija rastvaranja u vodi KCl, i D H 0 arr [K + , rastvor] i [Cl - , rastvor] - respektivno, entalpija formiranja K + i Cl jona u STANDARDNOM STANJU s. u vodenom rastvoru, tada se standardna entalpija formiranja KCl može izračunati jednadžbom: [KCl, TV] = = - D aq H 0 (H 2 0) + [K +, rastvor] + [Cl -, rastvor ].

Kao STANDARDNI USLOVI str. jona u vodenom rastvoru, prema preporukama IUPAC-a, uzeti stanje ovog jona u hipotetičko. jednomolarni vodeni rastvor u kojem je entalpija dotičnog jona jednaka njegovoj entalpiji u beskonačno razblaženom rastvoru. Osim toga, pretpostavlja se da je entalpija formiranja H + jona u STANDARDNOM STANJE c., tj. [H + , rješenje, H 2 O] je nula. Kao rezultat, postaje moguće dobiti relativne standardne entalpije formiranja drugih iona u otopini na temelju najpouzdanijih (ključnih) vrijednosti entalpija formiranja kemijskih spojeva. Zauzvrat, dobijene vrijednosti entalpija formiranja iona u otopini služe za određivanje nepoznatih entalpija formiranja hemijsko jedinjenje gdje se mjere standardne entalpije rastvaranja.

STANDARDNO STANJE str. komponente dvokomponentnih i višekomponentnih sistema uvodi se kao referentno stanje pri izračunavanju termodinamičkih aktivnosti, Gibbsovih energija, entalpija, entropije miješanja (zadnje tri vrijednosti u STANDARDNOM STANJE s. jednake su nuli). Moguć je takozvani simetrični izbor STANDARDNO STANJE s., u kojem kao STANDARDNO STANJE s. komponenta koristi svoje osnovne STANDARDNE USLOVE s., kako je određeno prema IUPAC-u. Ako je višekomponentni sistem tečan, onda kao STANDARDNO STANJE c. komponente se uzimaju od njih tečno stanje. Alternativa je antisimetrični izbor STANDARDNOG STANJA s., pri čemu se otapalo zadržava STANDARDNO STANJE s., odabrano prema preporukama IUPAC-a, a za rastvor A kao STANDARDNO STANJE s. bira se njegovo stanje u otopini jedinične koncentracije, koje ima svojstva beskonačno razrijeđenog rastvora. Izaberite STANDARDNI STATUS str. u ovom slučaju je povezana s određenom koncentracijom. skala (molarna frakcija, molarnost, molalnost). Antisimetrična selekcija STANDARDNO STANJE str. korisno u slučajevima kada otopljena tvar ne postoji u fazi u svom čistom obliku (na primjer, HCl ne postoji kao tekućina na sobnoj temperaturi).

Koncept STANDARDNI STANJE str. uveo G. Lewis na početku. 20ti vijek

Literatura: Lewis J., Randall M., Chemical thermodynamics, trans. sa engleskog, M., 1936; Belousov V.P., Panov M.Yu., Termodinamika vodenih rastvora neelektrolita, L., 1983: Voronin G.F., Osnove termodinamike, M., 1987, str. 91, 98, 100. M.V. Korobov.

Hemijska enciklopedija. Sveska 4 >>

Uobičajene skraćenice

g - gas, gasovitom stanju supstance

g - tečno, tečno stanje materije

t - čvrsto stanje supstance (u ovom priručniku, t je ekvivalentno kristalnom stanju, jer nekristalno stanje čvrsta materija nije obuhvaćeno programom)

aq je otopljeno stanje, a rastvarač je voda (od riječi vodeni- voda)

EMF - elektromotorna sila

Komentari

Standardno stanje u termodinamici. Standardna stanja su sljedeća:

za gasovitu supstancu, čistu ili u gasnoj mešavini, hipotetičko stanje čiste supstance u gasnoj fazi, u kojem ima svojstva idealnog gasa i standardnog pritiska R°. U ovom priručniku to je prihvaćeno R° \u003d 1,01325 × 10 5 Pa (1 atm).

za čistu tečnu ili čvrstu fazu, kao i za tečni rastvor otapalo - stanje čiste supstance u odgovarajućem agregatnom stanju pod standardnim pritiskom R°.

za otopljenu tvar u čvrstoj ili tečnoj otopini, hipotetičko stanje te tvari u otopini standardne koncentracije OD°, koji ima svojstva beskonačno razrijeđenog rastvora (za datu supstancu) pod standardnim pritiskom R°. Standardna koncentracija prihvaćena OD° \u003d 1 mol / dm 3.

Izbor stehiometrijskih koeficijenata. Stehiometrijski koeficijenti hemijska reakcija pokazuju molarni omjer u kojem te tvari međusobno reagiraju. Na primjer, u reakciji A + B \u003d Z, stehiometrijski koeficijenti reaktanata su jednaki (u apsolutnoj vrijednosti), iz čega slijedi da 1 mol A reagira bez ostatka s 1 molom B da nastane 1 mol Z. Značenje ovog unosa neće se promijeniti ako odaberete bilo koje druge jednake koeficijente. Na primjer, jednadžba 2A + 2B = 2Z odgovara istom stehiometrijskom omjeru između reaktanata. Dakle, u opštem slučaju, koeficijenti n i svaka reakcija je definirana do proizvoljnog zajedničkog faktora. Međutim, u različitim dijelovima fizička hemija usvojene su različite konvencije u vezi sa izborom ovog množitelja.

U termohemiji, u reakcijama nastajanja supstanci iz jednostavnih supstanci, koeficijenti se biraju tako da ispred nastale supstance stoji koeficijent 1. Na primer, za nastanak jodovodika:

1/2H 2 + 1/2I 2 = HI

U kemijskoj kinetici, koeficijenti se biraju tako da odgovaraju, ako je moguće, redoslijedu reakcije za odgovarajuće reaktante. Na primjer, formiranje HI je prvog reda u H 2 i prvog reda u I 2 . Dakle, reakcija se piše kao:

H 2 + I 2 ® 2HI

U termodinamici hemijskih ravnoteža, izbor koeficijenata je generalno proizvoljan, ali u zavisnosti od vrste reakcije, prednost se može dati jednom ili drugom izboru. Na primjer, da bi se izrazila konstanta ravnoteže disocijacije kiseline, uobičajeno je izabrati koeficijent ispred simbola kiseline jednak 1. Posebno, za kiselinsku disocijaciju jodida vodika, odaberite

HI H + + I –

(koeficijent prije HI je 1).

Oznake koncentracije. Uz isti simbol, koncentracija ili sadržaj komponente u mješavini može imati različito značenje. Koncentracija može biti ravnotežna (ona koja se postiže u ravnoteži), strujna (ona koja postoji u ovog trenutka vrijeme ili u datoj fazi procesa) i bruto ili "analitička". Ove koncentracije mogu varirati. Na primjer, ako pripremite otopinu anhidrida octene kiseline (CH 3 CO) 2 O u vodi, uzimajući 1 mol 100% anhidrida octene kiseline i razrijedite ga vodom do 1 litre, tada će dobivena otopina imati bruto ili analitičku koncentraciju OD\u003d 1 mol / l (CH 3 CO) 2 O. U stvari, anhidrid octene kiseline prolazi kroz nepovratnu hidrolizu u octenu kiselinu (CH 3 CO) 2 O + H 2 O ® 2CH 3 COOH, stoga se njegova trenutna koncentracija smanjuje sa 1 mol / l do početnog vremena do ravnotežne koncentracije od približno 0 mol/l na kraju reakcije. S druge strane, na osnovu potpune hidrolize anhidrida, možemo reći da je ukupna koncentracija otopine 2 mol/l CH 3 COOH (bez obzira na fazu procesa hidrolize). Međutim, proizvod reakcije podliježe kiseloj disocijaciji CH 3 COOH CH 3 COO - + H +, tako da stvarne koncentracije u otopini, uključujući i stvarnu koncentraciju CH 3 COOH, nisu jednake niti jednoj od bruto. Stvarne koncentracije CH 3 COOH, CH 3 COO - i H + u ravnoteži nazivaju se ravnotežnim. Hemičari često koriste istu notaciju OD za sve ove vrste koncentracija, pod pretpostavkom da je značenje oznake jasno iz konteksta. Ako želite naglasiti razliku, onda se sljedeća oznaka obično koristi za molarne koncentracije : OD je bruto ili analitička koncentracija, [A] je trenutna ili ravnotežna koncentracija komponente A, i (ponekad) [A]e je ravnotežna koncentracija komponente A. Ovaj indeks čini pisanje konstanti ravnoteže, kao što je

Standardno termodinamičko stanje uvedeno je kao zajedničko porijeklo isparljivosti za sve plinove.

Pošto su svojstva svih gasova različita, u realnim uslovima ne mogu imati zajedničke tačke na krivulji f=f(P). Prema tome, stanje koje je zajedničko svim gasovima može biti samo imaginarno.

Najprikladnije je pretpostaviti da će se sva svojstva raznih plinova poklopiti ako se (maštovito!) pretvore u idealne plinove.

Istorijski gledano, decenijama je jedinica pritiska bila atmosfera(atm.) , gdje je 1 atm jednak 1,01325×10 5 Pa. Lako je shvatiti da u standardnom stanju plin mora biti na ovom pritisku.

Iako se sistem jedinica menjao u narednim godinama, pritisak idealnog gasa u standardnom stanju je ostao isti, tj. jednak 1 atm.

Definicija standardnog termodinamičkog stanja za plinove je:

Standardno termodinamičko stanje gasa na datoj temperaturi je imaginarno stanje u obliku idealnog gasa pri pritisku od 1,01325×10 5 Pa.

Razmotrimo proces prelaska gasa iz standardnog stanja u dato stanje, koje odgovara volatilnosti f.

Pridržavat ćemo se sljedećeg obaveznog uslova:

Sve količine koje se odnose na standardno stanje ili se računaju od njega označavaju se simbolom o, koji se nalazi u gornjem desnom uglu utvrđene vrednosti..

Zbog toga će u standardnom stanju pritisak i njemu jednaka volatilnost biti označeni na sljedeći način: f o = P o =1,01325×10 5 Pa.

Prva faza prelaska iz standardnog stanja u dato stanje gasa uključuje širenje gasa. Pošto je u standardnom stanju obdaren svojstvima idealnog gasa, njegova ekspanzija (ne treba zaboraviti da mi pričamo o izotermnoj funkciji) treba slijediti izotermu idealnog plina do vrlo malog tlaka P* ili fugacity f*. Promjena Gibbsove energije u ovoj fazi je

Pri veoma niskim pritiscima, svojstva pravog gasa se zapravo poklapaju sa osobinama idealnog gasa. Dakle, ne postoji razlika između izoterme idealnog gasa i izotermi realnog gasa u ovim uslovima. U tom smislu, prelazak sa izoterme idealnog gasa na izotermu realnog gasa neće izazvati nikakve promene u sistemu. Prema tome, za drugu fazu procesa, promjena Gibbsove energije će biti jednaka nuli.

Treća faza je izotermna kompresija stvarnog plina od fugaciteta f* do fugaciteta u datom stanju f. Promjena Gibbsove energije u ovoj fazi je

Ukupna promjena Gibbsove energije kao rezultat svih faza je