Термодинамика. Термодинамические потенциалы

2. Химическая термодинамика
2.10. Термодинамические потенциалы
Реакцию, протекающую при постоянном объёме V=const (в замкнутом реакторе), характеризуют изменениемвнутренней энергии U.
Qv = ΔU
Реакцию, протекающую при постоянном давлении p=const, характеризуют изменением энтальпии H
Qp = ΔH = ΔU + pΔV
Энтропия S характеризует возможность самопроизвольных, равновесных и несамопроизвольных процессов только для изолированных систем, которые практически не существуют
dS ≥ 0 для изолированных систем
Для закрытых систем dS ≥δQ/T
Энергия TdS - «связанная» энергия, которая не может быть передана окружающей среде в виде работы

2. Химическая термодинамика
2.10. Термодинамические потенциалы
Неизолированные закрытые системы могут отдать внешней среде только часть своей внутренней энергии.
В изобарно-изотермических условиях (p,T=const) эта энергия называется энергией Гиббса (G), в изохорно-изотермических условиях (V,T=const) – энергией Гельмгольца (F).
Энергия Гиббса и энергия Гельмгольца являются термодинамическими функциями состояния системы; они характеризуют часть энергии, которую система может отдать окружающей среде в форме работы.
Энергия Гельмгольца характеризует максимальную возможную работу.
Wmax ≤ -ΔF
Энергия Гиббса характеризует максимальную полезную работу.
Wполез ≤ -ΔG

2. Химическая термодинамика
2.10. Термодинамические потенциалы
F (A)‏
- функция Гельмгольца
- энергия Гельмгольца
- изохорный потенциал
- изохорно-изотермический потенциал
- свободная энергия при постоянном объеме
- свободная энергия Гельмгольца
G
- функция Гиббса
- энергия Гиббса
- изобарный потенциал
- изобарно-изотермический потенциал
- свободная энергия при постоянном давлении
- свободная энергия Гиббса

2. Химическая термодинамика
2.10. Термодинамические потенциалы

2. Химическая термодинамика
2.10. Термодинамические потенциалы

2. Химическая термодинамика
2.10. Термодинамические потенциалы
Соотношение между U, H, F и G:
Н
U
F
G
TS
TS
pV
pV

2. Химическая термодинамика
2.10. Термодинамические потенциалы
F=U-TS
при V=const
Wmax=0
ΔF≤ 0

2. Химическая термодинамика
2.10. Термодинамические потенциалы
G=H-TS
при Т=const
при p,T = const
и отсутствии других работ, кроме работы расширения
Wполезн = 0
ΔG≤ 0

2. Химическая термодинамика
2.10. Термодинамические потенциалы
Связь между ΔG и ΔF (ΔΑ)‏

2. Химическая термодинамика
2.10. Термодинамические потенциалы
Теплосодержание системы
ΔH = ΔG + TΔS, ΔG = ΔH - TΔS
ΔG – энергия Гиббса, часть теплоты, которая может быть использована для совершения полезной работы в изобарно-изотермическом процессе
TΔS – «несвободная» энергия, часть энергии, которая не может быть использована для совершения полезной работы, она используется для увеличения энтропии, рассеивается в окружающей среде в виде тепла
ΔG = G₂ - G₁
Если ΔG < 0, т.е. G₁ > G₂ , то процесс может протекать самопроизвольно
Если ΔG > 0, т.е. G₁ < G₂ , то процесс не может протекать самопроизвольно
Если ΔG = 0, т.е. G₁ = G₂ , то система находится в состоянии равновесия

2. Химическая термодинамика
2.10. Термодинамические потенциалы
Самопроизвольное протекание изохорно-изотермического процесса определяется энергией Гельмгольца (часть внутренней энергии, которую можно перевести в работу)‏
∆F = ∆U – T∆S = F2 - F1
Если ∆F < 0, то процесс идет cамопроизвольно в заданном направлении
Если ∆F > 0, то самопроизвольный процесс невозможен,
Если ∆F = 0, то имеет место термодинамическое равновесие.

2. Химическая термодинамика
2.10. Термодинамические потенциалы
Термодинамические потенциалы или характеристические функции – термодинамические функции, с помощью которых и их производных могут быть выражены все термодинамические свойства системы.
Характеристические функции содержат в себе всю термодинамическую информацию о системе.
Внутренняя энергия U (S, V) [Дж]
Энтальпия H (S, p) = U + pV [Дж]
Энергия Гельмгольца F (T, V) = U - TS [Дж]
Энергия Гиббса G (T, p) = H - TS = F + pV [Дж]
Все термодинамические потенциалы не имеют абсолютного значения, т.к. определены с точностью до постоянной, которая равна внутренней энергии при абсолютном нуле
Энтропия (в изолированной системе) S (V, U)‏

2. Химическая термодинамика
2.10. Термодинамические потенциалы
Основное уравнение термодинамики
Описывает зависимость термодинамических потенциалов от их естественных переменных
Объединяет первое и второе начала термодинамики
Четыре эквивалентные формы уравнения:
Эти уравнения применимы только для закрытых систем, в которых совершается только механическая работа.

2. Химическая термодинамика
2.10. Термодинамические потенциалы
Если в системе происходит химическая реакция или система открыта (т.е. обменивается с окружающей средой веществом и энергией), то надо учесть зависимость термодинамических потенциалов от количества вещества ni
где μ – химический потенциал (работа, которую необходимо затратить, чтобы добавить в систему ещё одну частицу)‏

2. Химическая термодинамика
2.10. Термодинамические потенциалы
Химический потенциал характеризует приращение соответствующего термодинамического потенциала при изменении количества данного вещества при фиксированных естественных переменных и неизменных количествах остальных веществ
Химический потенциал является движущей силой при массопереносе.
По мере протекания процесса химический потенциал вещества выравнивается и в момент достижения равновесия становится одинаковым во всех сосуществующих фазах.

2. Химическая термодинамика
2.10. Термодинамические потенциалы
Смысл термодинамических потенциалов:
зная любой из четырех потенциалов как функцию естественных переменных, можно с помощью основного уравнения термодинамики найти все другие термодинамические функции и параметры системы
термодинамические потенциалы позволяют предсказывать направление термодинамических процессов

2. Химическая термодинамика
2.10. Термодинамические потенциалы
Любой термодинамический потенциал в необратимых самопроизвольных процессах, протекающих при постоянстве естественных переменных, уменьшается и достигает минимума при равновесии.

2. Химическая термодинамика
2.10. Термодинамические потенциалы

2. Химическая термодинамика
2.10. Термодинамические потенциалы

2. Химическая термодинамика
2.10. Термодинамические потенциалы

2. Химическая термодинамика
2.10. Термодинамические потенциалы

2. Химическая термодинамика
2.10. Термодинамические потенциалы

2. Химическая термодинамика
2.10. Термодинамические потенциалы
В химических процессах одновременно изменяются энтальпия (энергетический запас системы) и энтропия (не совершающая работу энергия).
Анализ уравнения
∆G = ∆H – T∆S
позволяет установить, какой из факторов, составляющих энергию Гиббса, ответственен за направление химической реакции.

2. Химическая термодинамика
2.10. Термодинамические потенциалы
Стандартная энергия Гиббса образования (при р=1 бар и Т=298К) - это изменение энергии Гиббса реакции образования 1 моль соединения из простых веществ, устойчивых при стандартных условиях
простых веществ принимают равным нулю
можно найти в соответствующих справочниках
Энергия Гиббса химической реакции является функцией состояния, т.е. её изменение в процессе не зависит от пути его протекания, а определяется исходным и конечным состоянием системы:

2. Химическая термодинамика
2.10. Термодинамические потенциалы
По определению энергия Гиббса
Самопроизвольное протекание изобарно-изотермического процесса определяется двумя факторами: энтальпийным, связанным с уменьшением энтальпии системы (ΔH), и энтропийным TΔS, обусловленным увеличением беспорядка в системе вследствие роста ее энтропии.
Если ∆G < 0, то процесс идет cамопроизвольно в заданном направлении;
чем больше |∆G|, тем полнее вещества реагируют между собой;
реакции, сопровождающиеся большой потерей энергии Гиббса, протекают до конца и бурно, иногда со взрывом;
Если ∆G > 0, то процесс невозможен, самопроизвольно идет обратный процесс, а прямая реакция не идет совсем;
Если ∆G = 0, то имеет место термодинамическое равновесие.
Т.о., величина ∆G показывает меру реакционной способности взаимодействующих веществ, а ее знак – направленность данного процесса

2. Химическая термодинамика
2.10. Термодинамические потенциалы
Изотермический равновесный процесс без затраты внешних сил может протекать самопроизвольно только в направлении убывания энергии Гиббса до достижения ее минимума, которому отвечает термодинамическое равновесное состояние системы.
Состояние термодинамического равновесия чрезвычайно устойчиво, так как при постоянстве давления и температуры система выйти из равновесного состояния не может, потому, что выход равен возрастанию энергии Гиббса.
Чтобы система вышла из состояния равновесия, необходимо изменить какие-либо внешние факторы (давление, температуру, концентрации веществ).
Изменение энергии Гиббса в обратимом и необратимом процессе

2. Химическая термодинамика
2.10. Термодинамические потенциалы

2. Химическая термодинамика
2.10. Термодинамические потенциалы

2. Химическая термодинамика
2.10. Термодинамические потенциалы
Рассмотрим реакцию
2Н2(г)+О2(г)→2Н2О(ж)‏
Изменение стандартной энергии Гиббса для неё равно ΔG0 = -474,38 кДж. Поскольку ΔG<<0, при нормальных условиях реакция должна протекать самопроизвольно. Известно, однако, что она в этих условиях практически не идёт. Но стоит внести в смесь подходящий катализатор (мелкодисперсную платину) или просто поднести горящую спичку, реакция произойдёт со взрывом: это гремучий газ!
Термодинамические расчёты позволяют сделать вывод, возможна или невозможна в принципе данная реакция
Если термодинамика утверждает, что какая-либо реакция термодинамически разрешена, то можно попытаться подобрать условия (подходящий катализатор или температуру) и осуществить её. Это было сделано для многих важных технологических процессов.
А в том случае, когда реакция термодинамически запрещена, нет смысла даже искать катализатор.
Проблемой изучения скоростей и механизмов химических реакций занимается другая область физической химии — химическая кинетика.

2. Химическая термодинамика
2.10. Расчет ΔG в химических реакциях

2. Химическая термодинамика
2.10. Расчет ΔG в химических реакциях

2. Химическая термодинамика
2.10. Расчет ΔG в химических реакциях

2. Химическая термодинамика
2.10. Расчет ΔG в химических реакциях

2. Химическая термодинамика
2.11. Практические вопросы

2. Химическая термодинамика
2.11. Практические вопросы

2. Химическая термодинамика
2.11. Практические вопросы

2. Химическая термодинамика
2.11. Практические вопросы

2. Химическая термодинамика
2.11. Практические вопросы

2. Химическая термодинамика
2.11. Практические вопросы

2. Химическая термодинамика
2.11. Практические вопросы

2. Химическая термодинамика
2.11. Практические вопросы

2. Химическая термодинамика
2.11. Практические вопросы

2. Химическая термодинамика
2.11. Практические вопросы