Reacțiile chimice sunt folosite nu numai pentru obținerea produselor finite. Foarte des este important să știm câtă căldură se poate obține prin arderea unui anumit tip de combustibil, câtă muncă se poate obține în timpul diferitelor reacții chimice. De mare importanță este și soluția preliminară a întrebării posibilității fundamentale a apariției unei anumite reacții. Toate acestea se pot realiza prin efectuarea unor calcule speciale bazate pe cunoașterea parametrilor termodinamici ai substanțelor implicate în procesul chimic. pentru că transformări chimice sunt foarte diverse și mai mult de 100 elemente chimice, atunci se pune problema alegerii originii mărimilor termodinamice. În acest scop, termodinamica folosește pe scară largă conceptele stări standard și condiții standard.

O caracteristică importantă a reacțiilor chimice este că, în timpul reacției, diferitele elemente chimice nu se transformă unele în altele. Aceasta înseamnă că pentru a seta punctul de referință pentru mărimile termodinamice, se pot lua toate elementele chimice în stări standard, exact la fel atât în ​​raport cu materiile prime cât şi în raport cu produşii de reacţie.

În secțiunea anterioară, s-a arătat că valorile parametrilor energetici ai proceselor chimice depind în general de calea reacției. Acestea sunt, de exemplu, căldura procesului sau munca procesului. Dar, cu toate acestea, există condiții în care căldura și munca procesului sunt determinate în mod unic prin setarea stărilor finale și inițiale. în care procesele ar trebui să aibă loc volum constant sau presiune. Temperatura sistemului la sfârșitul procesului trebuie să fie aceeași cu temperatura de la începutul procesului.În astfel de cazuri, schema de efectuare a calculelor termodinamice pare deosebit de simplă, după cum urmează din Fig. 11.1.

Modificarea parametrului termodinamic într-o reacție

substanţe iniţiale -» substanţe finale

este egală cu diferența dintre parametrii corespunzători pentru formarea substanțelor finale și inițiale. De exemplu, modificarea entalpiei într-o reacție este

În mod similar, se calculează modificarea reacției și a altor cantități. Pentru entropie se folosesc valorile absolute ale substanțelor

Desemnarea mărimilor termodinamice în fig. 11.1 este prevăzut cu indici suplimentari. Indicele „o” indică faptul că valoarea luată în considerare caracterizează starea standard a materiei.

Indicele „g” provine de la cuvânt englezesc reacţieși va fi utilizat pe scară largă în viitor pentru a caracteriza cantitățile care se modifică în reacții. Index „f” (formare) indică o modificare a valorii considerate în reacția de formare a unui compus din substanțe simple. Cu toate acestea, utilizarea indicelui „r” (sau „f”) are o altă funcție importantă: o modificare a unei mărimi termodinamice, scrisă ca A g M, caracterizează

Orez. 11.1. Schema de calcul a parametrilor termodinamici ai vitezei de schimbare a reacțiilor chimice Mîntr-un răspuns cu o modificare cu unu pentru un sistem foarte mare, când modificările nu afectează proprietățile sistemului. Cu alte cuvinte, mărimile cu indicele „r” (sau „f”) caracterizează proprietățile diferențiale ale sistemului:

si de exemplu

păstrând neschimbați parametrii sistemului (cu excepția valorii?). Asa de, AM este modificarea valorii lui M, un A x M - viteza de modificare a valorii lui M cu adâncimea reacției. Valoarea lui A x M caracterizează tangenta pantei curbei dependenței lui M de ?,.

Valorile necesare calculelor sunt preluate direct din tabele termodinamice, care sunt create pe baza datelor experimentale și teoretice.

Ca un zero de referință unic, se utilizează în prezent un set de toate elementele chimice sub formă de substanțe simple care sunt în cele mai stabile forme la 25 ° C. De exemplu, carbonul este luat sub formă de grafit, bromul este luat sub formă de lichid. Se fac excepții pentru fosfor și staniu. Pentru fosfor, fosforul alb (compusul P 4) este luat ca substanță de bază, iar pentru staniu, staniul alb ((3-staniu), deoarece aceste substanțe sunt mai accesibile. Selectat un set de substanţe simple formează o bază pentru calcule termodinamice, iar fiecare substanță simplă inclusă în bază este de bază substanţă.

Pentru a efectua calcule termodinamice, parametrii substanței sunt utilizați în state standard, care, în conformitate cu recomandarea IUPAC (pentru utilizare din 1982), sunt selectate după cum urmează:

1. Temperatura unei substanțe în stare standard este egală cu temperatura sistemului:

2. Presiunea asupra unei substanțe în stare standard sau presiunea unei substanțe gazoase în stare standard (p°) este egal cu 1 bar:

Până în 1982, a fost folosită o presiune de o atmosferă ca presiune în stare standard (1 atm = 101325 Pa). Deși posibilele diferențe în datele de referință sunt mici, se recomandă totuși să se acorde atenție sistemului de unități utilizate pentru presiunea în stare standard.

• 3. Pentru substanțele gazoase se aleg ca stări standard stări ipotetice sub formă de gaze ideale.
• 4. Pentru substanțele lichide și solide, stările reale se iau la p°= 1 bar și temperatură T.
• 5. Uneori sunt introduse în considerare stări ipotetice ale materiei, de exemplu, apa sub formă de gaz la o presiune de 1 bar și o temperatură sub 100 °C, sau sub formă de gheață la 25 °C.
• 6. Se numesc mărimi termodinamice care caracterizează substanţele în stări standard standard.

Se spune că substanțele în stări standard la o temperatură T° = 298,15 K se găsesc în condiții standard. Vă rugăm să rețineți că nu trebuie să confundați stările standard și condițiile standard: condiții standard posibile la orice temperatură, condițiile standard se referă doar la temperatură 25 °C.

Trebuie remarcat faptul că alte stări standard sunt uneori folosite în practică, dacă acest lucru pare mai convenabil. Pentru greu și substanțe lichide folosesc adesea conceptul de stare standard la toate presiunile, și nu doar la p°= 1 bar. Pentru a desemna valori standard legate de astfel de condiții standard, vom folosi superscriptul „*” (de exemplu, UN*).

Pentru amestecuri și soluții, starea unui amestec sau soluție ideală cu o concentrație a unei substanțe egală cu unitatea (molaritate sau molalitate) este utilizată ca standard.

Uneori state cu T= Dsisteme) și V=Și ' = 1 l.

Multă vreme, fizicienii și reprezentanții altor științe au avut o modalitate de a descrie ceea ce observă în cursul experimentelor lor. Lipsa consensului și prezența unui număr mare de termeni luați „din senin” au dus la confuzie și neînțelegeri în rândul colegilor. De-a lungul timpului, fiecare ramură a fizicii și-a dobândit definițiile și unitățile de măsură stabilite. Așa au apărut parametrii termodinamici, care explică majoritatea modificărilor macroscopice din sistem.

Definiție

Parametrii de stare sau parametrii termodinamici sunt o serie mărimi fizice, care împreună și fiecare separat pot caracteriza sistemul observat. Acestea includ concepte precum:

• temperatura si presiunea;
• concentrare, inducție magnetică;
• entropie;
• entalpie;
• Energia Gibbsși Helmholtz și mulți alții.

Există parametri intensivi și extinși. Extensive sunt cele care depind direct de masa sistemului termodinamic, iar intensive sunt cele care sunt determinate de alte criterii. Nu toți parametrii sunt la fel de independenți, prin urmare, pentru a calcula starea de echilibru a sistemului, este necesar să se determine mai mulți parametri simultan.

În plus, există unele dezacorduri terminologice între fizicieni. Aceeași caracteristică fizică diferiți autori poate fi numit fie un proces, fie o coordonată, fie o valoare, fie un parametru sau chiar doar o proprietate. Totul depinde de conținutul în care omul de știință îl folosește. Dar, în unele cazuri, există recomandări standardizate pe care trebuie să le respecte compilatorii de documente, manuale sau comenzi.

Clasificare

Există mai multe clasificări ale parametrilor termodinamici. Deci, pe baza primului paragraf, se știe deja că toate cantitățile pot fi împărțite în:

• extensiv (aditiv) - astfel de substanțe respectă legea adăugării, adică valoarea lor depinde de numărul de ingrediente;
• intense - nu depind de cât de mult a fost luată din substanță pentru reacție, deoarece sunt aliniate în timpul interacțiunii.

Pe baza condițiilor în care se află substanțele care alcătuiesc sistemul, cantitățile pot fi împărțite în cele care descriu reacții de fază și reacții chimice. În plus, reactanții trebuie luați în considerare. Ei pot fi:

• termomecanic;
• termofizic;
• termochimic.

În plus, orice sistem termodinamic îndeplinește o anumită funcție, astfel încât parametrii pot caracteriza munca sau căldura obținută ca urmare a reacției și, de asemenea, vă permit să calculați energia necesară pentru a transfera masa particulelor.

Variabile de stat

Starea oricărui sistem, inclusiv termodinamic, poate fi determinată de o combinație a proprietăților sau caracteristicilor acestuia. Toate variabilele care sunt complet determinate numai într-un anumit moment în timp și nu depind de modul în care sistemul a ajuns exact în această stare sunt numite parametri (variabile) termodinamici ai stării sau funcțiilor de stare.

Sistemul este considerat staționar dacă variabilele funcţiei nu se schimba in timp. O opțiune este echilibrul termodinamic. Orice, chiar și cea mai mică modificare a sistemului, este deja un proces și poate conține de la unul la mai mulți parametri variabili de stare termodinamică. Secvența în care stările sistemului trec continuu una în alta se numește „calea procesului”.

Din păcate, există încă o confuzie cu termenii, deoarece aceeași variabilă poate fi atât independentă, cât și rezultatul adunării mai multor funcții de sistem. Prin urmare, termeni precum „funcție de stare”, „parametru de stare”, „variabilă de stare” pot fi considerați sinonimi.

Temperatura

Unul dintre parametrii independenți ai stării unui sistem termodinamic este temperatura. Este o valoare care caracterizează numărul energie kinetică pe unitatea de particule dintr-un sistem termodinamic aflat în echilibru.

Dacă abordăm definiția conceptului din punctul de vedere al termodinamicii, atunci temperatura este o valoare invers proporțională cu modificarea entropiei după adăugarea de căldură (energie) în sistem. Când sistemul este în echilibru, valoarea temperaturii este aceeași pentru toți „participanții” săi. Dacă există o diferență de temperatură, atunci energia este eliberată de un corp mai fierbinte și absorbită de unul mai rece.

Există sisteme termodinamice în care, atunci când se adaugă energie, dezordinea (entropia) nu crește, ci, dimpotrivă, scade. În plus, dacă un astfel de sistem interacționează cu un corp a cărui temperatură este mai mare decât a sa, atunci va renunța la energia sa cinetică acestui corp și nu invers (pe baza legilor termodinamicii).

Presiune

Presiunea este o mărime care caracterizează forța care acționează asupra unui corp perpendicular pe suprafața acestuia. Pentru a calcula acest parametru, este necesar să împărțiți întreaga cantitate de forță la aria obiectului. Unitățile acestei forțe vor fi pascalii.

În cazul parametrilor termodinamici, gazul ocupă întregul volum de care dispune și, în plus, moleculele care îl compun se mișcă în mod constant aleatoriu și se ciocnesc între ele și cu vasul în care se află. Aceste impacturi determină presiunea substanței pe pereții vasului sau asupra corpului care este plasat în gaz. Forța se propagă în toate direcțiile în mod egal tocmai datorită mișcării imprevizibile a moleculelor. Pentru a crește presiunea, este necesară creșterea temperaturii sistemului și invers.

Energie interna

Principalii parametri termodinamici care depind de masa sistemului includ energia internă. Se compune din energia cinetică datorată mișcării moleculelor substanței, precum și a energie potențială care apare atunci când moleculele interacționează între ele.

Acest parametru nu este ambiguu. Aceasta este valoarea energie interna constant ori de câte ori sistemul este în starea dorită, indiferent de modul în care a fost atins (starea).

Este imposibil să schimbi energia internă. Este suma căldurii emanate de sistem și a muncii pe care acesta o produce. Pentru unele procese, sunt luați în considerare alți parametri, cum ar fi temperatura, entropia, presiunea, potențialul și numărul de molecule.

Entropie

A doua lege a termodinamicii spune că entropia nu scade. O altă formulare postulează că energia nu trece niciodată de la un corp cu o temperatură mai scăzută la unul mai fierbinte. Acest lucru, la rândul său, neagă posibilitatea de a crea o mașină cu mișcare perpetuă, deoarece este imposibil să transferați toată energia disponibilă corpului în muncă.

Însuși conceptul de „entropie” a fost introdus în uz la mijlocul secolului al XIX-lea. Apoi a fost percepută ca o modificare a cantității de căldură față de temperatura sistemului. Dar o astfel de definiție se aplică numai proceselor care sunt în mod constant într-o stare de echilibru. Din aceasta putem trage următoarea concluzie: dacă temperatura corpurilor care alcătuiesc sistemul tinde spre zero, atunci entropia va fi egală cu zero.

Entropia ca parametru termodinamic al stării unui gaz este folosită ca o indicație a măsurării aleatoriei, aleatorii a mișcării particulelor. Este folosit pentru a determina distribuția moleculelor într-o anumită zonă și vas sau pentru a calcula forța electromagnetică de interacțiune dintre ionii unei substanțe.

Entalpie

Entalpia este energia care poate fi transformată în căldură (sau muncă) la presiune constantă. Acesta este potențialul unui sistem care se află într-o stare de echilibru, dacă cercetătorul cunoaște nivelul de entropie, numărul de molecule și presiunea.

Dacă este specificat parametrul termodinamic gaz ideal, în loc de entalpie, se folosește formularea „energia sistemului extins”. Pentru a ne explica mai ușor această valoare, ne putem imagina un vas plin cu gaz, care este comprimat uniform de un piston (de exemplu, un motor combustie interna). În acest caz, entalpia va fi egală nu numai cu energia internă a substanței, ci și cu munca care trebuie făcută pentru a aduce sistemul în starea necesară. Modificarea acestui parametru depinde doar de starea inițială și finală a sistemului, iar modul în care va fi obținut nu contează.

Energia Gibbs

Parametrii și procesele termodinamice, în cea mai mare parte, sunt asociați cu potențialul energetic al substanțelor care alcătuiesc sistemul. Astfel, energia Gibbs este echivalentul energiei chimice totale a sistemului. Acesta arată ce schimbări vor avea loc în cursul reacțiilor chimice și dacă substanțele vor interacționa deloc.

Modificarea cantității de energie și a temperaturii sistemului în timpul reacției afectează concepte precum entalpia și entropia. Diferența dintre acești doi parametri va fi numită energie Gibbs sau potențial izobar-izotermic.

Valoarea minimă a acestei energii se observă dacă sistemul este în echilibru, iar presiunea, temperatura și cantitatea de materie rămân neschimbate.

Energia Helmholtz

Energia Helmholtz (conform altor surse - pur și simplu energie liberă) este cantitatea potențială de energie care va fi pierdută de sistem atunci când interacționează cu corpurile care nu fac parte din acesta.

concept energie gratis Helmholtz este adesea folosit pentru a determina cât de multă muncă poate efectua un sistem, adică câtă căldură este eliberată atunci când substanțele se schimbă de la o stare la alta.

Dacă sistemul este în echilibru termodinamic (adică nu lucrează), atunci nivelul de energie liberă este la minim. Aceasta înseamnă că modificările altor parametri, cum ar fi temperatura, presiunea și numărul de particule, nu au loc.

STARE STANDARDîn termodinamica chimică, starea unui sistem aleasă ca stare de referință la evaluarea mărimilor termodinamice. Trebuie să selectați STANDARD STATE p. datorită faptului că, în cadrul termodinamicii chimice, abs. nu poate fi calculat. valorile energiei Gibbs, potential chimic s, entalpii și alte mărimi termodinamice pentru o substanță dată; decontarea este posibilă numai în relaţie. valorile acestor valori în această stare în comparație cu valoarea lor în STATUL STANDARD c.

STARE STANDARD p. alege din motive de comoditate a calculelor; se poate schimba la trecerea de la o sarcină la alta. Valorile mărimilor termodinamice în STARE STANDARD p. sunt numite standard și sunt de obicei notate cu zero în sus. indicele, de exemplu G 0 , H 0 , m 0 - respectiv, energia Gibbs standard, entalpia, potențialul chimic al substanței. Pentru o reacție chimică, D G 0 , D H 0 , D S 0 sunt egale cu modificările în G 0 , H 0 și respectiv S 0 ale sistemului de reacție, în procesul de trecere de la substanțele inițiale la STARE STANDARD c. la produsele de reacție în STARE STANDARD c.

STARE STANDARD p. caracterizat prin conditii standard: presiune p 0, temperatura T 0, compozitie (fractie molara x 0). Comisia IUPAC de termodinamică a identificat (1975) ca principalul STARE STANDARD p. pentru toate substanțele gazoase, o substanță pură (x 0 \u003d 1) în starea unui gaz ideal cu o presiune p 0 \u003d 1 atm (1,01 10 5 Pa) pentru orice fix. temperatura. Pentru substanțele solide și lichide, STAREA STANDARD de bază c. este starea unei substanțe pure (x 0 \u003d 1) sub presiune externă p 0 \u003d 1 atm. La definiția CONDIȚIE STANDARD p. IUPAC T 0 nu este inclus, deși se vorbește adesea despre o temperatură standard de 298,15 K.

Mn. gazele la o presiune de 1 atm nu pot fi considerate gaz ideal. STARE STANDARD p. în aceste cazuri, nu reale, ci unele ipotetice. condiție. Similar cu artele. selectați STANDARD CONDITION p. datorită simplităţii calculelor funcţiilor termodinamice pentru un gaz ideal.

Pentru procesul de formare a unui compus chimic din substanțe simple, energiile, entalpiile și entropiile standard Gibbs sunt date în cărțile de referință termodinamică.

Pentru determinarea acestor valori se aleg câteva substanţe simple, pentru care, prin definiţie, sunt îndeplinite următoarele condiţii: = 0, =0, = 0. Ca STARE STANDARD c. pentru substanțele simple, se presupune o fază stabilă și o stare chimică a elementului la o temperatură dată. Această stare nu coincide întotdeauna cu cea naturală; deci, STARE STANDARD p. substanța simplă fluor la toate temperaturile este un gaz ideal pur la 1 atm, format din molecule F 2; în acest caz, disocierea F 2 în atomi nu este luată în considerare. STARE STANDARD p. pot fi diferite în diferite intervale de temperatură. Pentru Na, de exemplu, în intervalul de la 0 la T pl (370,86 K) STARE STANDARD s. substanță simplă - metal pur. Na la 1 atm; în intervalul de la T pl la T kip (1156,15 K) - Na lichid pur la 1 atm; peste 1156,15 K este un gaz ideal la 1 atm, format numai din atomi de Na. Deci, arr., entalpia standard de formare a NaF solid sub 370,86 K corespunde unei modificări de entalpie în reacția Na (tv) + 1/2 F 2 = = NaF (tv), și în intervalul 370,86-1156,15 K corespunde unei modificări entalpiilor în reacția Na (lichid) + 1/2 F 2 = NaF (TB).

STARE STANDARD p. se introduce un ion într-o soluție apoasă pentru a permite transformarea entalpiilor de dizolvare determinate experimental D aq H 0 (H 2 O) în entalpia de formare a unui compus chimic. Deci, dacă se cunoaște entalpia standard de dizolvare în apă KCl și D H 0 arr [K + , soluție] și respectiv [Cl - , soluție] -, entalpia de formare a ionilor K + și Cl în STARE STANDARD s. într-o soluție apoasă, atunci entalpia standard de formare a KCl poate fi calculată prin ecuația: [KCl, TV] = = - D aq H 0 (H 2 0) + [K +, soluție] + [Cl -, soluție ].

Ca CONDIȚIE STANDARD p. ion într-o soluție apoasă, conform recomandărilor IUPAC, luați starea acestui ion în mod ipotetic. o soluție apoasă de un molar în care entalpia ionului în cauză este egală cu entalpia sa într-o soluție infinit diluată. În plus, se presupune că entalpia de formare a ionului H + în STARE STANDARD c., i.e. [H+, soluție, H20] este zero. Ca rezultat, devine posibilă obținerea entalpiilor standard relative de formare a altor ioni în soluție pe baza celor mai fiabile valori (cheie) ale entalpiilor de formare a compușilor chimici. La rândul lor, valorile obținute ale entalpiilor de formare a ionilor în soluție servesc la determinarea entalpiilor de formare necunoscute component chimic unde se măsoară entalpiile standard de dizolvare.

STARE STANDARD p. componentele sistemelor cu două și mai multe componente este introdusă ca stare de referință la calcularea activităților termodinamice, energiile Gibbs, entalpiile, entropia amestecării (ultimele trei valori din STARE STANDARD s. sunt egale cu zero). Este posibilă așa-numita alegere simetrică STANDARD STATE s., în care ca STANDARD STATE s. componenta își folosește CONDIȚIA STANDARD de bază s., determinată conform IUPAC. Dacă sistemul multicomponent este lichid, atunci ca STARE STANDARD c. componentele sunt luate din ele stare lichida. O alternativă este alegerea antisimetrică a STANDARD STARE s., unde solventul este păstrat STANDARD STATE s., ales conform recomandărilor IUPAC, iar pentru solutul A ca STANDARD STATE s. se alege starea sa într-o soluție de concentrație unitară, care are proprietățile unei soluții infinit diluate. Selectați STARE STANDARD p. în acest caz este asociată cu o anumită concentrare. scara (fractie molara, molaritate, molalitate). Selectie antisimetrica STARE STANDARD p. util în cazurile în care solutul nu există în fază în formă pură (de exemplu, HCl nu există ca lichid la temperatura camerei).

Conceptul CONDIȚIE STANDARD p. introdus de G. Lewis la început. Secolului 20

Literatură: Lewis J., Randall M., Chemical thermodynamics, trad. din engleză, M., 1936; Belousov V.P., Panov M.Yu., Termodinamica soluțiilor apoase de neelectroliți, L., 1983: Voronin G.F., Fundamentele termodinamicii, M., 1987, p. 91, 98, 100. M.V. Korobov.

Enciclopedie chimică. Volumul 4 >>

Abrevieri comune

g - gaz, stare gazoasă substante

g - stare lichidă, lichidă a materiei

t - stare solidă substanțe (în acest manual, t este echivalent cu starea cristalină, deoarece starea necristalină materie solidă nu sunt acoperite de program)

aq este starea dizolvată, iar solventul este apa (din cuvântul apos- apa)

EMF - forță electromotoare

Comentarii

Starea standard în termodinamică. Stările standard sunt următoarele:

pentru o substanță gazoasă, pură sau în amestec de gaze, starea ipotetică a unei substanțe pure în fază gazoasă, în care are proprietățile unui gaz ideal și presiune standard R°. În acest manual, este acceptat R° \u003d 1,01325 × 10 5 Pa (1 atm).

pentru o fază lichidă sau solidă pură, precum și pentru o soluție lichidă de solvent - starea unei substanțe pure în starea corespunzătoare de agregare sub presiune standard R°.

pentru un dizolvat într-o soluție solidă sau lichidă, starea ipotetică a acelei substanțe într-o soluție cu o concentrație standard DIN°, care are proprietățile unei soluții infinit diluate (pentru o substanță dată) sub presiune standard R°. Concentrația standard acceptată DIN° \u003d 1 mol / dm 3.

Alegerea coeficienților stoichiometrici. Coeficienți stoichiometrici reactie chimica arata raportul molar in care aceste substante reactioneaza intre ele. De exemplu, în reacția A + B \u003d Z, coeficienții stoichiometrici ai reactanților sunt egali (în valoare absolută), ceea ce înseamnă că 1 mol A reacționează fără reziduu cu 1 mol B pentru a forma 1 mol Z. Semnificația acestui intrarea nu se va modifica dacă alegeți alți coeficienți egali. De exemplu, ecuația 2A + 2B = 2Z corespunde aceluiași raport stoechiometric între reactanți. Prin urmare, în cazul general, coeficienții n i orice reacție este definită până la un factor comun arbitrar. Cu toate acestea, în diferite secțiuni Chimie Fizica s-au adoptat diverse convenţii cu privire la alegerea acestui multiplicator.

În termochimie, în reacțiile de formare a substanțelor din substanțe simple, coeficienții sunt aleși astfel încât coeficientul 1 să stea în fața substanței formate. De exemplu, pentru formarea de iodură de hidrogen:

1/2H2 + 1/2I2 = HI

În cinetica chimică, coeficienții sunt aleși pentru a se potrivi, dacă este posibil, ordinele de reacție pentru reactanții respectivi. De exemplu, formarea lui HI este de ordinul întâi în H2 și de ordinul întâi în I2. Prin urmare, reacția se scrie astfel:

H2 + I2®2HI

În termodinamica echilibrelor chimice, alegerea coeficienților este în general arbitrară, dar în funcție de tipul de reacție, se poate da preferință uneia sau alteia. De exemplu, pentru a exprima constanta de echilibru a disocierii acide, este obișnuit să alegeți coeficientul în fața simbolului acid egal cu 1. În special, pentru disocierea acidă a iodurii de hidrogen, alegeți

HI H ++ I –

(coeficientul înainte de HI este 1).

Denumiri de concentrare. Cu același simbol, concentrația sau conținutul unui component dintr-un amestec poate avea o semnificație diferită. Concentrația poate fi de echilibru (cea care se realizează la echilibru), curent (cea care există în acest moment timp sau într-o etapă dată a procesului) și brut sau „analitic”. Aceste concentrații pot varia. De exemplu, dacă pregătiți o soluție de anhidridă acetică (CH 3 CO) 2 O în apă, luând 1 mol de anhidridă acetică 100% și diluând-o cu apă la 1 litru, atunci soluția rezultată va avea o concentrație brută sau analitică DIN\u003d 1 mol / l (CH 3 CO) 2 O. De fapt, anhidrida acetică suferă o hidroliză ireversibilă la acid acetic (CH 3 CO) 2 O + H 2 O ® 2CH 3 COOH, prin urmare concentrația sa actuală scade de la 1 mol / l până la timpul inițial la o concentrație de echilibru de aproximativ 0 mol/l la sfârșitul reacției. Pe de altă parte, pe baza hidrolizei complete a anhidridei, putem spune că concentrația totală a soluției este de 2 mol/l CH 3 COOH (indiferent de stadiul procesului de hidroliză). Cu toate acestea, produsul de reacție este supus disocierii acide a CH 3 COOH CH 3 COO - + H +, astfel încât concentrațiile reale din soluție, inclusiv concentrația reală de CH 3 COOH, nu sunt egale cu niciuna dintre cele brute. Concentrațiile reale ale CH 3 COOH, CH 3 COO - și H + la echilibru se numesc echilibru. Chimiștii folosesc adesea aceeași notație DIN pentru toate aceste tipuri de concentrări, presupunând că sensul denumirii este clar din context. Dacă doriți să subliniați diferența, atunci următoarea notație este de obicei folosită pentru concentrațiile molare : DIN este concentrația brută sau analitică, [A] este concentrația curentă sau de echilibru a componentei A și (uneori) [A]e este concentrația de echilibru a componentei A. Acest indice face scrierea constantelor de echilibru, cum ar fi

Starea termodinamică standard a fost introdusă ca o origine comună a volatilității pentru toate gazele.

Deoarece proprietățile tuturor gazelor sunt diferite, în condiții reale ele nu pot avea puncte comune pe curba f=f(P). În consecință, starea comună tuturor gazelor nu poate fi decât imaginară.

Cel mai convenabil este să presupunem că toate proprietățile diferitelor gaze vor coincide dacă se transformă (în mod imaginativ!) în gaze ideale.

Din punct de vedere istoric, de zeci de ani unitatea de presiune a fost atmosfera(ATM.) , unde 1 atm este egal cu 1,01325×10 5 Pa. Este ușor de înțeles că în starea standard gazul trebuie să fie la această presiune.

Deși sistemul de unități s-a schimbat în anii următori, presiunea unui gaz ideal în starea standard a rămas aceeași, adică. egal cu 1 atm.

Definiția stării termodinamice standard pentru gaze este:

Starea termodinamică standard a unui gaz la o temperatură dată este o stare imaginară sub forma unui gaz ideal la o presiune de 1,01325×10 5 Pa.

Să luăm în considerare procesul de tranziție a gazului de la starea standard la starea dată, care corespunde volatilității f.

Vom respecta următoarea condiție obligatorie:

Toate mărimile legate de starea standard sau numărate din aceasta sunt notate cu simbolul o, care este plasat în dreapta sus a valorii determinate..

Din acest motiv, în starea standard, presiunea şi volatilitatea egale cu aceasta se vor nota astfel: f o = P o =1,01325×10 5 Pa.

Prima etapă a trecerii de la starea standard la starea dată a gazului implică expansiunea gazului. Deoarece în stare standard este înzestrat cu proprietățile unui gaz ideal, expansiunea lui (nu trebuie să uităm că vorbim despre funcția izotermă) ar trebui să urmeze izoterma unui gaz ideal până la o presiune foarte mică P* sau fugacitate f*. Modificarea energiei Gibbs în această etapă este

La presiuni foarte scăzute, proprietățile unui gaz real coincid de fapt cu cele ale unui gaz ideal. Prin urmare, nu există nicio diferență între izotermele gazelor ideale și izotermele gazelor reale în aceste condiții. În acest sens, trecerea de la izoterma gazului ideal la izoterma gazului real nu va provoca nicio modificare în sistem. În consecință, pentru a doua etapă a procesului, modificarea energiei Gibbs va fi egală cu zero.

A treia etapă este compresia izotermă a unui gaz real de la fugacitatea f* la fugacitatea într-o stare dată f. Modificarea energiei Gibbs în această etapă este

Modificarea totală a energiei Gibbs ca rezultat al tuturor etapelor este