Estados estándar y reacciones estándar. Estándares termodinámicos

Capítulo 9. Propiedades termodinámicas de las sustancias individuales. estado estándar de la materia

9.1. Sistema de referencia de entalpía. Fórmulas para el cálculo de entalpías.

Es imposible encontrar los valores absolutos de entalpías y energías internas por métodos termodinámicos, pero solo se pueden determinar sus cambios. Al mismo tiempo, en los cálculos termodinámicos de sistemas que reaccionan químicamente, es conveniente utilizar un solo marco de referencia. En este caso, dado que la entalpía y la energía interna están relacionadas por la relación , es suficiente introducir un marco de referencia para una sola entalpía. Además, para comparar y sistematizar los efectos térmicos de las reacciones químicas, que dependen del estado físico de las sustancias que reaccionan y de las condiciones para que se produzca XP, se introduce el concepto de estado estándar de la materia. Por recomendación de la comisión de termodinámica de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) en 1975, el estado estándar se define de la siguiente manera:

“El estado estándar de los gases es el estado de un gas ideal hipotético a una presión de 1 atmósfera física (101325 Pa). Para líquidos y sólidos, el estado estándar es el estado de un líquido puro o, respectivamente, una sustancia cristalina pura a una presión de 1 atmósfera física. Para las sustancias en solución, el estado estándar se toma como el estado hipotético en el que la entalpía de una solución de un molar (1 mol de sustancia en 1 kg de solvente) sería igual a la entalpía de la solución en dilución infinita. Las propiedades de las sustancias en estados estándar se denotan con el superíndice 0. (Una sustancia pura es una sustancia que consta de partículas estructurales idénticas (átomos, moléculas, etc.)).

Esta definición se refiere a los estados hipotéticos de un gas y un soluto, ya que en condiciones reales los estados de los gases difieren en mayor o menor medida del ideal, y los estados de las soluciones difieren de la solución ideal. Por lo tanto, cuando se utilizan las propiedades termodinámicas de sustancias en estados estándar para condiciones reales, se introducen correcciones por la desviación de estas propiedades de las reales. Si estas desviaciones son pequeñas, se pueden omitir las correcciones.

En los manuales, las cantidades termodinámicas generalmente se dan en condiciones estándar: presión R 0 =101325Pa y temperatura T 0 =0K o T 0 \u003d 298.15K (25 0 C). Al crear tablas de entalpías totales de sustancias, su estado estándar a una temperatura T 0 =0K o T 0 = 298,15K.

Sustancias, que son limpio elementos químicos en la fase más estable condición en R 0 \u003d 101325 Pa y la temperatura del punto de referencia de entalpías T 0, tome el valor entalpía igual a cero:
. (Por ejemplo, para sustancias en estado gaseoso: O 2, N 2, H 2, Cl 2, F 2, etc., para C (grafito) y metales (cristales sólidos)).

Para compuestos químicos(CO 2 , H 2 O, etc.) y para sustancias que, siendo elementos químicos puros, no en el estado más estable(O, N, etc) entalpía en R 0 =101325Pa y T 0 no es igual a cero:
.

entalpía compuestos químicos en R 0 y T 0 confía igual al efecto térmico de formación a partir de elementos químicos puros con estos parámetros, es decir,
. Entonces, en T 0 \u003d 0K:
y en T 0 \u003d 298.15K:
.

La entalpía de cualquier sustancia a una temperatura T será igual a la cantidad de calor que debe suministrarse en el proceso isobárico para que a partir de elementos químicos puros a una temperatura T 0 obtener una sustancia dada y calentarla desde la temperatura T 0 a temperatura T, es decir. la fórmula para calcular la entalpía de cualquier sustancia es:

, o en una notación más compacta tenemos:

,

donde el superíndice "o" significa que la sustancia está en el estado estándar en R 0 =101325Pa;
es la entalpía de formación de una sustancia a una temperatura T 0 de elementos químicos puros;
=
es el exceso de entalpía asociado con la capacidad calorífica de la sustancia, - entalpía total, teniendo en cuenta la entalpía de formación de la sustancia.

Para T 0 = 0:

,

Para T= 298,15K:

Esquema para calcular la entalpía a temperatura. T se puede representar como:

El libro de referencia para varias sustancias individuales presenta los valores:
y exceso de entalpía
para diferentes temperaturas T.

Dado que el exceso de entalpía
en las tablas de sustancias individuales no se da, entonces al lado izquierdo de la expresión para
en T 0 \u003d 298.15K, es necesario sumar y restar el calor de formación de una sustancia a una temperatura T 0 = 0K. Entonces obtenemos el exceso de entalpía.
, que se da en las tablas, y un término adicional
, igual a la diferencia de los calores de formación a temperaturas T 0 =298K y T 0=0K; aquellos. . Entonces nosotros tenemos:

Entalpías totales calculadas usando los cocientes para T 0 = 0K y T 0 \u003d 298.15K tienen los mismos valores numéricos para una sustancia dada a una temperatura dada T.

Energía de Gibbs reducida y su relación con otras magnitudes termodinámicas

Energía de Gibbs reducida para 1 mol de una sustancia en el estado estándar se introduce por la siguiente relación:

[J/molK] (1)

Dónde
- energía libre molar de Gibbs a presión estándar, J/mol; es la entalpía de formación de una sustancia a T\u003d 0 K de elementos químicos simples:

es una función de estado y depende únicamente de la temperatura.

Tomar la derivada de () con respecto a la temperatura a pag= constante:

(2)

En la ecuación (2), la derivada de la energía de Gibbs con respecto a la temperatura es

, (3)

y el valor es por definición igual a

(4)

Sustituyendo (3) y (4) en (2) obtenemos

(5)

(6)

La primera derivada de la energía de Gibbs reducida con respecto a la temperatura da el exceso de entalpía. Para problemas prácticos, es mucho más conveniente tomar la derivada con respecto al logaritmo de la temperatura, dado que dT=Td en T. Entonces nosotros tenemos

(7)

Escribimos la expresión (6) como
(8)

La segunda derivada de por temperatura a R=const da la capacidad calorífica

=
(9)

o
(10)

Dependencias (6), (7), (9) y (10) para (
)/T Y se utilizan para obtener aproximaciones de temperatura de las propiedades termodinámicas de sustancias individuales. La entropía molar a presión estándar también se expresa en términos de la energía de Gibbs reducida:

(11)

Representación de las propiedades termodinámicas de sustancias individuales en la literatura de referencia

En el libro de referencia editado por V.P. Glushko para el primer mol de cada sustancia individual en el estado estándar, según la temperatura, las tablas de valores se dan en el intervalo t 0 de 100K a 6000K:

- capacidad calorífica isobárica, J/molK;

es la energía de Gibbs reducida, J/molK;

- entropía, J/molK;

- exceso de entalpía, kJ/mol;

, donde K 0 es la constante de equilibrio del decaimiento XP de una sustancia dada EN en átomos gaseosos, una cantidad adimensional. Fórmula de descomposición de sustancias:
, Dónde - número de átomos en una molécula de materia EN.

Por ejemplo:
.

Se dan valores:

- efecto térmico de la reacción de descomposición de la sustancia B en átomos gaseosos en T 0 = 0K, kJ / mol;

- entalpía de formación de una sustancia a partir de elementos químicos puros (efecto térmico de formación) a T 0 =0K, kJ/mol;

- entalpía de formación de una sustancia a T 0 = 298,15 K, kJ/mol;

M - peso molecular relativo, cantidad adimensional;

- el componente nuclear de la entropía de una sustancia, que depende de la composición isotópica de la sustancia y no cambia durante XP, J/molK. El valor no afecta Las funciones prácticas se dan en el manual sin tener en cuenta .

El manual proporciona aproximaciones de la energía de Gibbs reducida en función de la temperatura en forma de polinomio para cada sustancia individual.

Aproximación ( T) dependiendo de la temperatura se representa como un polinomio:

Dónde X = T 10 -4K; φ , φ norte (norte=-2, -1, 0, 1, 2, 3) – coeficientes de aproximación para el rango de temperatura T min  T T máximo ,( T min = 500K, T máx =6000K).

Usando los coeficientes de aproximación φ , φ norte El exceso de entalpía y la capacidad calorífica de una sustancia se pueden calcular:

así como la entropía molar:
Para una asignación completa de todas las propiedades termodinámicas de sustancias individuales de sistemas que reaccionan químicamente a una temperatura T para cálculos en una computadora al elegir T 0 = 298.15K, debe ingresar los siguientes valores:

aquellos. 13 parámetros en total, donde .

Al elegir T 0 = valor 0K
Y
debe ser excluido de la lista. Entonces quedan 11 parámetros:
(7 cuotas)



. Así, en los cálculos termodinámicos de motores de cohetes y aviones, es recomendable elegir la temperatura del punto de referencia de entalpía T 0 = 0K.

9.4. Cálculo de la energía libre de Gibbs y la entropía de la materia a una presión diferente de la presión en condiciones estándar

Entalpía molar , capacidad calorífica
y energía interna dependen solo de la temperatura:

Entropía molar , energía libre de Gibbs , energía libre de Helmholtz dependen de la temperatura y la presión.

Establezcamos una conexión entre las cantidades:
y sus valores en el estado estándar
que se determinan utilizando materiales de referencia.

Primero obtengamos una expresión para la energía libre de Gibbs. De la expresión combinada de la 1ª y 2ª leyes de la termodinámica para un TS simple, cerrado y para procesos reversibles para 1 mol de sustancia, tenemos:

En T= const( dT= 0) obtenemos
, Dónde
. Donde después de la integración para el proceso final en el rango de presión de R 0 a R tenemos

, o
(1)

Dónde
-energía libre molar de Gibbs en R 0 \u003d 1 atm físico,
- lo mismo con la presión
. La dependencia (1) es válida para sustancias gaseosas y condensadas en T= constante

Para un gas ideal,
. Por eso,
y la integral en (1) será igual a
. denotar a través de
presión adimensional; Dónde R 0 = 101325Pa; ~ tilde, obtenemos para un gas ideal una fórmula para calcular la energía libre de Gibbs a presión p≠r 0:

Si la sustancia está en una mezcla de gases, entonces por iª componente de una mezcla de gases ideales, tenemos:

donde esta la presion parcial normalizada y presión de mezcla normalizada relacionados por la razón
, teniendo en cuenta la fracción molar
i-ésimo gas,
, y la presión de la mezcla de gases está determinada por la ley de Dalton
.Para obtener la fórmula para el cálculo , expresado en términos de fracciones molares, representamos la fórmula (3) como:

Denotemos la energía libre molar de Gibbs i th gas a la presión de la mezcla. Entonces obtenemos

Las energías libres molares de Gibbs de las sustancias condensadas no dependen de la presión, ya que sus volúmenes pueden despreciarse en comparación con los volúmenes de los componentes gaseosos. Entonces la fórmula para calcular
Las sustancias condensadas tomarán la forma:

Dónde X i- fracción molar i-ésima sustancia relativa a la fase en la que se encuentra (al número de moles de su fase),
es la energía libre molar de Gibbs de una materia condensada pura, en pag= pag 0 =101325Pa.

El efecto de la presión sobre la entropía se puede determinar a partir de la expresión de la energía libre molar de Gibbs para iª componente de un gas ideal a presión pag ≠pag 0

de lo que se deduce que

(7)

Después de sustituir (8) en (7) y teniendo en cuenta que
, obtenemos:

Para la i-ésima componente de la materia condensada, por analogía con la expresión (9), se puede obtener una fórmula para calcular la entropía en pag ≠pag 0

Valor - tomado del manual R 0 =101325 Pa.

9.5. Cálculo de la energía libre de Gibbs para gases y disoluciones reales. Volatilidad y actividad

Al calcular la energía libre molar de Gibbs para gases y soluciones reales, puede utilizar las fórmulas obtenidas para gases y soluciones ideales. Al mismo tiempo, las presiones parciales pag i se sustituyen por el valor de la volatilidad F i [Pa] y fracciones molares X i- en actividad a i. La volatilidad es la presión, determinada a partir de la ecuación de estado de los gases reales, que tiene el mismo efecto sobre el sistema que en el caso de un gas ideal. De hecho F i es la presión corregida, que caracteriza la desviación del sistema termodinámico del estado ideal descrito por la ecuación de estado para un gas ideal.

Así, para gases reales, el valor de la energía libre molar de Gibbs vendrá determinado por la expresión

Dónde
,
composición). A medida que el estado de un gas real se acerca al estado de un gas ideal, la volatilidad tiende a la presión parcial . Para un gas ideal F i = pag i(a bajas presiones).

Actividad a i(cantidad adimensional) es la fracción molar corregida X i, que caracteriza la desviación del sistema condensado del estado ideal. A medida que la solución real se acerca al estado ideal, la actividad a i tiende a la fracción molar X i. Para soluciones débiles a i =X i . Así, para soluciones reales

El método descrito para calcular la energía libre de Gibbs fue propuesto por el químico físico estadounidense Lewis G.N. (1875-1946).

En termodinámica también se utilizan los conceptos de coeficientes de fugacidad.
y actividades
. Para gases y disoluciones ideales
.

9.6. Tercera ley de la termodinámica, y por expansión isotérmica del fluido de trabajo, ya que el fluido de trabajo deja de ceder calor al ambiente, porque estados Cálculo de la caída de presión en sistema salida de gas del barco, cuando se utiliza una salida de gas de tierra Para ...

Termodinámica de procesos reales

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... sistema llamado gratis entalpía. Para obtener más detalles sobre esta característica, consulte lo siguiente capítulo ... estados blindaje para esto sustancia fluir. fórmulas(222) y (223) son válidos Parasistemas... específico termodinámicapropiedades ...

Las principales funciones termodinámicas utilizadas en los cálculos metalúrgicos son la energía interna tu, entalpía H, entropía S, así como sus combinaciones más importantes: isobárica-isotérmica G = H - TS e isocórico-isotérmico F=U-TS potenciales, potencial reducido F \u003d -G / T.

De acuerdo con el teorema de Nernst para entropía el punto de referencia natural es cero grados en la escala Kelvin, en la que las entropías de las sustancias cristalinas son iguales a cero. Por lo tanto, desde un punto de vista formal, en principio, siempre se puede medir o calcular el valor absoluto de la entropía y usarlo para estimaciones termodinámicas cuantitativas. Es decir, la entropía no introduce ninguna dificultad en la práctica de realizar cálculos termodinámicos numéricos.

Y aquí energía interna no tiene origen natural, y su valor absoluto simplemente no existe. Lo mismo es cierto para todas las demás funciones o potenciales termodinámicos, porque están relacionados linealmente con la energía interna:

H = U + VP;

F = U - TS;

G = H - TS = U - TS + PV;

F= -G/T = S - H/T = S -(U+PV)/t

Por lo tanto, los valores U, H, F, G Y F sistema termodinámico debido a la incertidumbre del punto de referencia sólo se puede establecer hasta constantes. Este hecho no conduce a complicaciones fundamentales, porque para resolver todos los problemas aplicados suficiente para sabercambiar cantidades Funciones termodinámicas al cambiar temperatura, presión, volumen, durante el paso de fase y transformaciones químicas.

Pero para poder realizar cálculos reales, fue necesario adoptar ciertos acuerdos (estándares) sobre la elección inequívoca de ciertas constantes y establecer reglas uniformes para calcular los valores iniciales de las funciones termodinámicas para todas las sustancias que se encuentran en la naturaleza. Debido a la dependencia lineal de las funciones termodinámicas H, F, GRAMO, F de la energía interna tu Este suficiente hacer sólo para una de estas funciones. era real origen unificado de valoresentalpía . lo hizo dando valor cero a las entalpías de ciertas sustancias en ciertos estados bajo condiciones físicas especificadas con precisión, que llevan el nombre sustancias estándar, condiciones estándar Y estados estándar.

El siguiente es el conjunto más común de convenciones en discusión según lo recomendado por la Comisión Internacional de Termodinámica de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC). Este conjunto se puede llamar estándares termodinámicos, como se establece prácticamente en la literatura moderna sobre termodinámica química.

Condiciones estándar

De acuerdo con el teorema de Nernst, para la entropía, el punto de referencia natural, o temperatura estándar natural, es cero grados en la escala Kelvin, en la que las entropías de las sustancias son cero. En algunos libros de referencia, publicados principalmente en la URSS, la temperatura estándar es 0 K. A pesar de la gran lógica desde el punto de vista físico y matemático, esta temperatura no se usa mucho como estándar. Esto se debe al hecho de que a bajas temperaturas la dependencia de la capacidad calorífica con la temperatura es muy compleja y no es posible utilizar aproximaciones polinómicas suficientemente simples para ello.

Las condiciones físicas estándar corresponden a una presión de 1 atm(1 atmósfera física = 1,01325 bar)y temperatura 298,15 K(25° CON). Se cree que tales condiciones son más consistentes con las condiciones físicas reales en los laboratorios químicos en los que se llevan a cabo mediciones termoquímicas.

Sustancias estándar

En la naturaleza, todas las sustancias aisladas e independientes, llamadas en termodinámica individual , consisten en elementos puros de la tabla de D. I. Mendeleev, o se obtienen por reacciones químicas entre ellos. Es por eso condición suficiente establecer un marco de referencia para cantidades termodinámicas es la elección de entalpías solo para elementos químicos como sustancias simples. Se acepta que las entalpías de todos los elementos en sus estados estándar son cero en condiciones estándar – temperatura y presión. Por lo tanto, los elementos químicos en termodinámica también se llaman sustancias estándar.

Todas las demás sustancias se consideran como compuestos obtenidos por reacciones químicas entre sustancias estándar (elementos químicos en estado estándar) Se denominan " sustancias individuales ". El punto de partida para las entalpías de los compuestos químicos (así como para los elementos en estados no estándar) es el valor de la entalpía de la reacción de su formación a partir de sustancias estándar, como si se llevara a cabo en condiciones estándar. , el efecto térmico (entalpía) de la reacción se determina experimentalmente en condiciones reales y luego se vuelve a calcular en condiciones estándar. Este valor se toma como entalpía estándar de formación compuesto químico como sustancia individual.

En los cálculos prácticos, debe recordarse que en termoquímica se acepta como estándar lo siguiente regla de signos para caracterizar la entalpía. Si, durante la formación de un compuesto químico, el calor destaca, se selecciona el signo ” menos” - se pierde calor en el sistema durante el proceso isotérmico. Si se necesita calor para formar un compuesto químico absorbido, se selecciona el signo ” más” - se suministra calor al sistema desde el medio ambiente para mantener la isotermia.

Estados estándar

Para tal estado, se elige el estado de equilibrio, es decir más estable forma de existencia (estado agregado, forma molecular) elemento químico en condiciones estándar Por ejemplo, estos son elementos en estado sólido: plomo,  carbono en forma de grafito, en líquido - mercurio y bromo, moléculas diatómicas de nitrógeno gaseoso o cloro, gases nobles monoatómicos, etc.

notaciones estándar

Para denotar cualquier propiedad termodinámica calculada a presión estándar a partir de un valor estándar y por lo tanto llamada propiedad estándar, se utiliza el índice superior derecho 0 (cero) del carácter. Que la propiedad está en cuenta regresiva del estándar seleccionado, indicado por el signo “” delante del símbolo algebraico de la función termodinámica. La temperatura correspondiente al valor de la función a menudo se da como un subíndice a la derecha. Por ejemplo, entalpía estándar sustancias a 298.15 K se denota como

Las entalpías estándar de sustancias individuales se toman como los calores de su formación por reacciones químicas a partir de sustancias estándar en el estado estándar. Por lo tanto, las funciones termodinámicas a veces se denotan usando el índice F(De inglés formación- educación):

A diferencia de la entalpía, para la entropía su valor absoluto se calcula a cualquier temperatura. Por lo tanto, no hay signo “” en la designación de entropía:
entropía estándar sustancias a 298,15 K, entropía estándar a temperatura t

Propiedades estándar de las sustancias en condiciones estándar, es decir funciones termodinámicas estándar resumidos en tablas de cantidades termoquímicas y publicados como manuales de cantidades termoquímicas de sustancias individuales.

Los procesos isobáricos se encuentran con mayor frecuencia en la realidad, ya que los procesos tecnológicos tienden a llevarse a cabo en dispositivos que se comunican con la atmósfera. Por lo tanto, los libros de referencia de datos termoquímicos en su mayor parte contienen, como necesario y suficiente información para calcular cualquier función termodinámica, cantidad

Si se conocen los valores de la entropía absoluta estándar y la entalpía de formación, así como dependencia de la capacidad calorífica de la temperatura, es posible calcular los valores o cambios en los valores de todas las demás funciones termodinámicas.

Importancia biomédica del tema.

La termodinámica es una rama de la química física que estudia cualquier sistema macroscópico cuyos cambios de estado estén asociados con la transferencia de energía en forma de calor y trabajo.

La termodinámica química es la base teórica de la bioenergética, la ciencia de las transformaciones de energía en los organismos vivos y las características específicas de la transformación de algunos tipos de energía en otros en el proceso de la vida. En un organismo vivo, existe una estrecha relación entre los procesos del metabolismo y la energía. El metabolismo es la fuente de energía para todos los procesos de la vida. La implementación de cualquier función fisiológica (movimiento, mantenimiento de una temperatura corporal constante, secreción de jugos digestivos, síntesis en el cuerpo de varias sustancias complejas a partir de otras más simples, etc.) requiere energía. La fuente de todos los tipos de energía en el cuerpo son los nutrientes (proteínas, grasas, carbohidratos), cuya energía química potencial se convierte en otros tipos de energía en el proceso del metabolismo. Los procesos oxidativos son la principal vía para liberar la energía química necesaria para mantener la actividad vital del organismo y el cumplimiento de las funciones fisiológicas.

La termodinámica química permite establecer una relación entre los costos de energía cuando una persona realiza un determinado trabajo y el contenido calórico de los nutrientes, permite comprender la esencia energética de los procesos biosintéticos que ocurren debido a la energía liberada durante la oxidación de los nutrientes.

Conocer los valores termodinámicos estándar para un número relativamente pequeño de compuestos permite realizar cálculos termoquímicos para las características energéticas de varios procesos bioquímicos.

El uso de métodos termodinámicos permite cuantificar la energía de las transformaciones estructurales de proteínas, ácidos nucleicos, lípidos y membranas biológicas.

En la práctica de un médico, los métodos termodinámicos se utilizan más ampliamente para determinar la intensidad del metabolismo basal en diversas condiciones fisiológicas y patológicas del cuerpo, así como para determinar el contenido calórico de los alimentos.

Problemas de termodinámica química

1. Determinación de los efectos energéticos de procesos químicos y fisicoquímicos.

2. Establecimiento de criterios para la ocurrencia espontánea de procesos químicos y fisicoquímicos.

3. Establecimiento de criterios para el estado de equilibrio de los sistemas termodinámicos.

Conceptos básicos y definiciones

Sistema termodinámico

Un cuerpo o un grupo de cuerpos separados del medio ambiente por una interfaz real o imaginaria se denomina sistema termodinámico.

Según la capacidad del sistema para intercambiar energía y materia con el medio ambiente, se distinguen sistemas aislados, cerrados y abiertos.

aislado Un sistema es un sistema que no intercambia materia ni energía con el medio ambiente.

Un sistema que intercambia energía con el medio ambiente y no intercambia materia se llama cerrado.

sistema abierto llamado sistema que intercambia materia y energía con el medio ambiente.

Estado del sistema, estado estándar

El estado del sistema está determinado por la totalidad de sus propiedades físicas y químicas. Cada estado del sistema se caracteriza por ciertos valores de estas propiedades. Si estas propiedades cambian, entonces el estado del sistema también cambia, pero si las propiedades del sistema no cambian con el tiempo, entonces el sistema está en un estado de equilibrio.

Para comparar las propiedades de los sistemas termodinámicos, es necesario indicar con precisión su estado. Para este propósito, se ha introducido un concepto: un estado estándar, que para un líquido o sólido individual se toma como un estado físico en el que existen a una presión de 1 atm (101315 Pa) y una temperatura dada.

Para gases y vapores, el estado estándar corresponde a un estado hipotético en el que un gas a una presión de 1 atm obedece las leyes de los gases ideales a una temperatura dada.

Los valores relacionados con el estado estándar se escriben con el índice "o" y la temperatura se indica como un subíndice, la mayoría de las veces es 298K.

Ecuación de estado

Una ecuación que establece una relación funcional entre los valores de las propiedades que determinan el estado del sistema se denomina ecuación de estado.

Si se conoce la ecuación de estado del sistema, entonces para describir su estado no es necesario conocer los valores numéricos de todas las propiedades del sistema. Entonces, por ejemplo, la ecuación de Clapeyron-Mendeleev es la ecuación de estado para un gas ideal:

donde P es la presión, V es el volumen, n es el número de moles de un gas ideal, T es su temperatura absoluta y R es la constante universal de los gases.

De la ecuación se deduce que para determinar el estado de un gas ideal, es suficiente conocer los valores numéricos de tres cualesquiera de las cuatro cantidades P, V, n, T.

funciones de estado

Las propiedades, cuyos valores durante la transición del sistema de un estado a otro dependen solo de los estados inicial y final del sistema y no dependen de la ruta de transición, se denominan funciones de estado. Estos incluyen, por ejemplo, presión, volumen, temperatura del sistema.

Procesos

La transición de un sistema de un estado a otro se llama proceso. Dependiendo de las condiciones de flujo, se distinguen los siguientes tipos de procesos.

Circular o cíclico- el proceso, como resultado del cual el sistema vuelve a su estado original. Al final del proceso circular, los cambios en cualquier función del estado del sistema son iguales a cero.

isotérmico Es un proceso que tiene lugar a temperatura constante.

isobárico Es un proceso que tiene lugar a presión constante.

isocorico Es un proceso en el que el volumen del sistema permanece constante.

Adiabático- un proceso que ocurre sin intercambio de calor con el medio ambiente.

Equilibrio es un proceso considerado como una serie continua de estados de equilibrio del sistema.

no equilibrio Es un proceso en el que el sistema pasa por estados de no equilibrio.

Proceso termodinámico reversible es el proceso después del cual el sistema y los sistemas que interactúan con él ( ambiente) puede volver al estado inicial.

Proceso termodinámico irreversible- un proceso después del cual el sistema y los sistemas que interactúan con él (entorno) no pueden volver al estado inicial.

Estos últimos conceptos se consideran con más detalle en la sección "Termodinámica del equilibrio químico".

Un estado de la materia estándar es un estado de la materia elegido condicionalmente como estándar para la comparación. El estado estándar de una sustancia pura líquida o sólida (cristalina) es su estado físico más estable a una temperatura dada y una presión atmosférica normal. Como estado estándar de los gases se toma un estado hipotético en el que el gas, estando a una presión de 1.013 10 5 Pa, obedece las leyes de los gases ideales, y su entalpía es igual a la entalpía de un gas real.

Para determinar la entalpía estándar de reacción, utilice las consecuencias de la ley de Hess:

Consecuencia 1: La entalpía estándar de una reacción química es igual a la diferencia entre las entalpías estándar de formación de los productos de reacción y los reactivos (teniendo en cuenta los coeficientes estequiométricos):

La entalpía estándar (calor) de formación de una sustancia a una temperatura determinada es la entalpía de la reacción de formación de un mol de esta sustancia a partir de elementos que se encuentran en el estado estándar más estable. De acuerdo con esta definición, la entalpía de formación de las sustancias simples más estables en el estado estándar es 0 a cualquier temperatura. Las entalpías estándar de formación de sustancias a una temperatura de 298 K se dan en libros de referencia.

2 consecuencia. La entalpía estándar de una reacción química es igual a la diferencia entre las entalpías de combustión de los reactivos y los productos de reacción (teniendo en cuenta los coeficientes estequiométricos):

La entalpía estándar (calor) de combustión de una sustancia se denomina entalpía de la reacción de oxidación completa de un mol de una sustancia.

3ra consecuencia: La entalpía de una reacción química es igual a la diferencia entre las energías de los enlaces químicos rotos y formados.

79. Dependencia de la presión de vapor total de la composición del líquido y del vapor. 1 Ley de Konovalov. Destilación.

Imagine que cierta sustancia B se introduce en el sistema de equilibrio líquido A - vapor Cuando se forma una solución, la fracción molar del solvente X A se vuelve menos de uno; el equilibrio según el principio de Le Chatelier-Brown se desplaza hacia la condensación de la sustancia A, es decir en la dirección de disminución de la presión de vapor saturado PA. Es obvio que cuanto menor sea la fracción molar del componente A en la solución, menor será la presión parcial de sus vapores saturados sobre la solución. Para algunas soluciones, se cumple la siguiente regularidad, llamada primera ley de Raoult:

La presión parcial del vapor saturado de un componente de la solución es directamente proporcional a su fracción molar en la solución, y el coeficiente de proporcionalidad es igual a la presión del vapor saturado sobre el componente puro.

Dado que la suma de las fracciones molares de todos los componentes de la solución es igual a uno, para una solución binaria que consta de los componentes A y B es fácil obtener la siguiente relación, que también es la formulación de la primera ley de Raoult:

(2)

La disminución relativa de la presión de vapor del solvente sobre la solución es igual a la fracción molar del soluto y no depende de la naturaleza del soluto.

Las soluciones para las que se cumple la ley de Raoult se denominan soluciones ideales. Lo ideal en cualquier concentración son las soluciones cuyos componentes están cerca en física y propiedades químicas(isómeros ópticos, homólogos, etc.) y cuya formación no va acompañada de efectos volumétricos y térmicos. En este caso, las fuerzas de interacción intermolecular entre partículas homogéneas y diferentes son aproximadamente las mismas, y la formación de una solución se debe únicamente al factor de entropía. Las soluciones, cuyos componentes difieren significativamente en propiedades físicas y químicas, obedecen la ley de Raoult solo en la región de concentraciones infinitesimales.

Presión de vapor de soluciones ideales y reales.

Si los componentes de una solución binaria (que consta de dos componentes) son volátiles, entonces el vapor sobre la solución contendrá ambos componentes (el contenido relativo de los componentes en el vapor diferirá, por regla general, de su contenido en la solución: el vapor es relativamente más rico en el componente cuyo punto de ebullición es más bajo). Considere una solución binaria que consta de los componentes A y B, que son infinitamente solubles entre sí. La presión de vapor total, según la primera ley de Raoult, es

Así, para soluciones binarias ideales, la dependencia de la presión total y parcial del vapor saturado de la composición de la solución, expresada en fracciones molares del componente B, es lineal a cualquier concentración (Fig. 3.3). Dichos sistemas incluyen, por ejemplo, sistemas benceno-tolueno, hexano-heptano, mezclas de hidrocarburos isoméricos, etc.

Arroz. 1 Dependencia de las presiones de vapor parciales y totales
solución ideal en la concentración

Para soluciones reales, estas dependencias son curvilíneas. Si las moléculas de un componente dado interactúan más fuertemente entre sí que con las moléculas de otro componente, entonces las presiones de vapor parciales verdaderas sobre la mezcla serán mayores que las calculadas usando la primera ley de Raoult (desviaciones positivas). Si las partículas homogéneas interactúan entre sí más débilmente que las partículas heterogéneas, las presiones de vapor parciales de los componentes serán menores que las calculadas (desviaciones negativas). Las soluciones reales con desviaciones positivas de la presión de vapor se forman a partir de componentes puros con absorción de calor (ΔН solución > 0), las soluciones con desviaciones negativas se forman con liberación de calor (ΔН solución< 0).

Arroz. Fig. 2. Dependencia de las presiones de vapor parciales y totales de soluciones binarias ideales (línea discontinua) y reales (línea continua) sobre la composición para desviaciones positivas (izquierda) y negativas (derecha) de la ley de Raoult.

Primera ley de Konovalov

La primera ley de Konovalov (1881) describe el proceso de destilación fraccionada:

El vapor saturado se enriquece con un componente en comparación con la solución de equilibrio, cuya adición al sistema aumenta la presión de vapor total.

La destilación es la evaporación de un líquido, seguida de enfriamiento y condensación de vapores. Destilación simple: evaporación parcial de una mezcla líquida en ebullición mediante la extracción y condensación continuas de los vapores resultantes en el refrigerador. El condensado resultante se llama destilado, y el líquido no evaporado se llama fondos. La destilación fraccionada (o destilación fraccionada) es la separación de mezclas líquidas de varios componentes en fracciones que difieren en composición. Se basa en la diferencia en las composiciones de un líquido multicomponente y el vapor formado a partir de él. Se lleva a cabo por evaporación parcial de los componentes volátiles de la mezcla inicial y su posterior condensación. Las primeras fracciones (de baja temperatura) del condensado resultante se enriquecen en componentes de bajo punto de ebullición, el resto de la mezcla líquida es de alto punto de ebullición. Para mejorar la separación de fracciones se utiliza un condensador de reflujo.

ESTADO ESTÁNDAR en termoquímica - el estado de una sustancia en el que se encuentra a una temperatura de 298,15 K y una presión de 101,325 kPa (760 mmHg).

• - Un indicador biométrico que refleja la medida de la variabilidad de un rasgo cuantitativo en un grupo de individuos: donde: M 0 es la media aritmética de la muestra; M i - el valor del rasgo de cada individuo; n es el número de individuos en la muestra...

  Términos y definiciones utilizados en la crianza, genética y reproducción de animales de granja

• - población asignada condicionalmente, con la ayuda de la cual se lleva a cabo la estandarización de los coeficientes demográficos ...

  Diccionario Enciclopédico Demográfico

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  Enciclopedia Física

• - un indicador del grado de dispersión de las observaciones individuales individuales en relación con este promedio, es decir, una medida de la variabilidad intragrupo de un rasgo dado...

  Antropología física. diccionario explicativo ilustrado

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  Diccionario enciclopédico científico y técnico.

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• - O. s., en el que los electrodos están ubicados en la mano derecha y la izquierda ...

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  Diccionario enciclopédico de Brockhaus y Euphron

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  Gran enciclopedia soviética

• - en termoquímica - el estado de una sustancia en la que se encuentra a una temperatura de 298,15 K y una presión de 101,325 kPa...

  Gran diccionario enciclopédico

"ESTADO ESTÁNDAR" en libros

Estándar de aceite

Del libro Cuentos Históricos autor Nalbandyan Karen Eduardovich

Estándar de aceite de 1860. Producción de petróleo en Pensilvania. Por qué se necesita este mismo aceite, la humanidad aún no lo sabe realmente, por lo tanto, la producción es más bien artesanal. Los productos se vierten en cualquier recipiente a mano: barriles de cerveza, barriles de pescado, trementina, etc., barriles

Desviación Estándar

Del libro Asignación Razonable de Activos. Cómo construir una cartera con el máximo rendimiento y el mínimo riesgo autor Guillermo Bernstein

Desviación estándar Ahora estamos listos para calcular el riesgo del activo A. Para ello, se calcula la desviación estándar, que sirve como medida de la dispersión de un conjunto de números. Los cálculos se pueden hacer manualmente, pero esto es demasiado tedioso. Suelen fabricarse utilizando

Desviación Estándar

Del libro Gran enciclopedia soviética (ST) del autor TSB

Ejemplo: copiar varios archivos a la salida estándar

Del libro Programación de sistemas en el entorno de Windows autor hart johnson m

Ejemplo: Copiar varios archivos a salida estándar El programa 2.3 ilustra el uso de dispositivos de entrada/salida estándar y demuestra cómo mejorar el control de errores y mejorar la experiencia del usuario. Este

5.26. Varianza y desviación estándar

Del libro Programación en el lenguaje Ruby [Ideología del lenguaje, teoría y práctica de la aplicación] autor Fulton Hal

5.26. Dispersión y desviación estándar La dispersión es una medida de la "dispersión" de valores en un conjunto. (Aquí no distinguimos entre estimadores sesgados e insesgados). La desviación estándar, que generalmente se denota con la letra ?, es igual a raíz cuadrada de varianza.Data = )