Valoarea g a unei reacții chimice caracterizează normal. Termodinamica chimica

Tabelul 7. Entropii absolute standard S 0 298 ale unor substanţe

Exemplul Z. Pe baza căldurilor standard de formare (Tabelul 5) și a entropiilor standard absolute ale substanțelor (Tabelul 7), calculați G reacția decurgând conform ecuației

CO (g) + H 2 O (l) \u003d COz (g) + H 2 (g).

Soluţie. G° = H° - TS°; H și S sunt funcții de stare, așadar

H 0 rece = H 0 prod. - H 0 ref. ;

S 0 x. R. = S 0 prod. - S 0 ref. .

H 0 x. R.= (-393,51 + 0) - (-110,52 - 285,84) = +2,85 kJ;

S 0 x. R.\u003d (213,65 + 130,59) - (197,91 + 69,94) \u003d + 76,39 \u003d 0,07639 kJ / (mol ∙ K);

G0\u003d +2,85 - 298 - 0,07639 \u003d -19,91 kJ.

Exemplu 4. Reacția de reducere a Fe 2 O 3 cu hidrogen se desfășoară conform ecuației

Fe 2 O 3 (c) + ZN 2 (g) \u003d 2Fe (k) + ZN 2 O (g); H= +96,61 kJ.

Este posibilă această reacție în condiții standard dacă modificarea entropiei  S = 0,1387 kJ/(mol. K)? La ce temperatură va începe reducerea Fe 2 Oz?

Soluţie. Calculăm  G° reactii:

G \u003d H-TS \u003d 96,61 - 298. 0,1387 = +55,28 kJ.

Deoarece G > 0, reacția este imposibilă în condiții standard; dimpotrivă, în aceste condiții, are loc reacția inversă de oxidare a fierului (coroziune). Aflați temperatura la care G = 0:

H = TS; T=
LA.

Prin urmare, la o temperatură de T = 696,5 K (423,5 0 C), va începe reacția de reducere a Fe 2 O 3. Această temperatură este uneori denumită temperatura de început a reacției.

Exemplu 5. Calculați H 0 , S 0 , G 0 , - reacția decurgând conform ecuației

Fe 2 Oz (k) + Z C \u003d 2 Fe + Z CO.

Este posibil să reduceți Fe 2 Oz cu carbon la 500 și 1000 K?

Soluţie.H 0 rece şi S 0 x.r. găsim din relațiile (1) și (2):

H 0 x.r.= - [-822,10 + 30] = -331,56 + 822,10 = +490,54 kJ;

S 0 x.r.= (2 ∙ 27,2 +3 ∙ 197,91) - (89,96 + 3 ∙ 5,69) = 541,1 J/(mol∙K).

Energia Gibbs la temperaturile corespunzătoare se găsește din relație

G 500 = 490,54 - 500 = +219,99 kJ;

∆G 1000 = 490,54 –1000 = -50,56 kJ.

Deoarece G 500 > 0 și G 1000< 0, то восстановление Fе 2 Оз возможно при 1000 К и невозможно при 500 К.

Orice reacție chimică este însoțită de eliberarea sau absorbția de energie. Cel mai adesea, energia este eliberată sau absorbită sub formă de căldură (mai rar, sub formă de lumină sau energie mecanică). Această căldură poate fi măsurată. Rezultatul măsurării este exprimat în kilojuli (kJ) pentru un mol de reactant sau (mai rar) pentru un mol de produs de reacție. Această cantitate se numește căldură de reacție.

Efect termic - cantitatea de căldură eliberată sau absorbită de un sistem chimic în timpul unei reacții chimice care are loc în acesta.

Efectul termic este notat prin simbolurile Q sau DH (Q = -DH). Valoarea sa corespunde diferenței dintre energiile stărilor inițiale și finale ale reacției:

DH = H con. - H ref. = E con. - E ref.

Pictogramele (d), (g) indică starea gazoasă și lichidă a substanțelor. Există, de asemenea, denumiri (tv) sau (k) - o substanță solidă, cristalină, (aq) - o substanță dizolvată în apă etc.

Este importantă desemnarea stării de agregare a unei substanțe. De exemplu, în reacția de ardere a hidrogenului, apa se formează inițial sub formă de abur (stare gazoasă), în timpul condensării căruia se poate elibera ceva mai multă energie. În consecință, pentru formarea apei sub formă de lichid, efectul termic măsurat al reacției va fi ceva mai mare decât pentru formarea numai a aburului, deoarece o altă porțiune de căldură va fi eliberată în timpul condensării aburului.

Se folosește și un caz special al efectului termic al reacției - căldura de ardere. Din numele însuși reiese clar că căldura de ardere servește la caracterizarea substanței folosite ca combustibil. Căldura de ardere se referă la 1 mol dintr-o substanță care este un combustibil (un agent reducător într-o reacție de oxidare), de exemplu:

Energia (E) stocată în molecule poate fi reprezentată pe o scară de energie. În acest caz, efectul termic al reacției (E) poate fi prezentat grafic

Această lege a fost descoperită de Hess în 1840 pe baza unei generalizări a multor date experimentale.

7. Entropie. Energie liberă Gibbs. Criteriul termodinamic pentru direcția unui proces chimic.

Entropie este reducerea energiei disponibile a unei substanțe ca urmare a transferului de energie. Prima lege a termodinamicii spune că energia nu poate fi creată sau distrusă. Prin urmare, cantitatea de energie din univers este întotdeauna aceeași ca și când a fost creat. A doua lege a termodinamicii spune că eficiența niciunui proces real (ireversibil) poate fi de 100% atunci când se transformă energia în muncă.

unde ∆ S- modificarea entropiei, Δ Q- schimbarea căldurii, T este temperatura termodinamică absolută.

Prin urmare, cantitatea de energie care trebuie convertită în muncă sau căldură scade continuu cu timpul, pe măsură ce căldura se deplasează spontan dintr-o zonă mai caldă într-una mai rece.

Energia Gibbs și direcția reacției

În procesele chimice, doi factori opusi acționează simultan - entropie() și entalpie(). Efectul total al acestor factori opuși în procesele care au loc la presiune și temperatură constante determină schimbarea Energia Gibbs():

Din această expresie rezultă că, adică o anumită cantitate de căldură este cheltuită pentru a crește entropia (), această parte a energiei este pierdută pentru a efectua o muncă utilă (disipată în mediu sub formă de căldură), este adesea numită energie legată. O altă parte a căldurii () poate fi folosită pentru a lucra, astfel încât energia Gibbs este adesea numită și energie liberă.

Natura schimbării energiei Gibbs face posibilă evaluarea posibilității fundamentale de implementare a procesului. Când procesul poate continua, în timp ce procesul nu poate continua (cu alte cuvinte, dacă energia Gibbs în starea inițială a sistemului este mai mare decât în ​​starea finală, atunci procesul poate continua în mod fundamental, dacă invers, nu poate). Dacă, atunci sistemul este într-o stare de echilibru chimic.

Energie liberă Gibbs(sau pur și simplu Energia Gibbs, sau Potențialul lui Gibbs, sau potenţialul termodinamicîn sens restrâns) este o mărime care arată modificarea energiei în timpul unei reacții chimice și dă astfel un răspuns la întrebarea posibilității fundamentale a unei reacții chimice; Acesta este un potențial termodinamic de următoarea formă:

Energia Gibbs poate fi înțeleasă ca energia chimică totală a unui sistem (cristal, lichid etc.)

Conceptul de energie Gibbs este utilizat pe scară largă în termodinamică și chimie.

Apariția spontană a unui proces izobaric-izoterm este determinată de doi factori: entalpia, asociată cu o scădere a entalpiei sistemului (ΔH), și entropia T ΔS, datorită creșterii dezordinei în sistem datorită creșterii entropia acestuia. Diferența dintre acești factori termodinamici este o funcție a stării sistemului, numită potențial izobar-izotermic sau energie liberă Gibbs (G, kJ)

Definiția clasică a energiei Gibbs este expresia

unde este energia internă, este presiunea, este volumul, este temperatura absolută, este entropia.

Energia diferențială Gibbs pentru un sistem cu un număr constant de particule, exprimat în variabile proprii - prin presiunea p și temperatura T:

Pentru un sistem cu un număr variabil de particule, această diferență se scrie după cum urmează:

Aici este potențialul chimic, care poate fi definit ca energia care trebuie cheltuită pentru a adăuga încă o particulă în sistem.

Apariția spontană a unui proces izobaric-izoterm este determinată de doi factori: entalpia, asociată cu o scădere a entalpiei sistemului (Δ H), și entropia TΔ S, cauzată de o creștere a dezordinei în sistem datorită creșterii entropiei acestuia. Diferența dintre acești factori termodinamici este o funcție a stării sistemului, numită potențial izobar-izotermic sau energia liberă Gibbs ( G, kJ):

La Δ G G = 0, la care se instalează starea de echilibru a procesului reversibil; Δ G> 0 indică faptul că procesul este interzis termodinamic (Fig. 4.4).

Scrierea ecuației (4.2) ca Δ H = Δ G + TΔ S, aflăm că entalpia reacției include energia liberă Gibbs și energia „neliberă” Δ S · T. Energia Gibbs, care este pierderea izobarului ( P= const) al potențialului este egal cu munca utilă maximă. Scăzând odată cu cursul procesului chimic, Δ G atinge un minim în momentul echilibrului (Δ G= 0). Al doilea termen Δ S · T(factorul de entropie) reprezintă acea parte a energiei sistemului, care la o anumită temperatură nu poate fi transformată în lucru. Această energie legată poate fi disipată în mediu numai sub formă de căldură (o creștere a haoticității sistemului).

Deci, în procesele chimice, alimentarea cu energie a sistemului (factorul entalpie) și gradul de dezordine a acestuia (factorul de entropie, energia care nu funcționează) se modifică simultan.

O analiză a ecuației (4.2) face posibilă stabilirea care dintre factorii care alcătuiesc energia Gibbs este responsabil pentru direcția reacției chimice, entalpia (Δ H) sau entropia (Δ S · T).

• Dacă Δ H S > 0, atunci întotdeauna Δ G
• Dacă Δ H> 0 și ∆ S G > 0, iar o reacție cu absorbția de căldură și o scădere a entropiei este imposibilă în orice circumstanță.
• În alte cazuri (Δ H S H > 0, ∆ S> 0) semnul Δ G depinde de relația Δ Hși TΔ S. Reacția este posibilă dacă este însoțită de o scădere a potențialului izobar; la temperatura camerei când valoarea T mic, valoare TΔ S este de asemenea mic, iar modificarea entalpiei este de obicei mai mare TΔ S. Prin urmare, majoritatea reacțiilor care apar la temperatura camerei sunt exoterme. Cu cât temperatura este mai mare, cu atât mai mult TΔ S, și chiar și reacțiile endoterme devin fezabile.

Ilustram aceste patru cazuri cu reactiile corespunzatoare:

Pentru a estima semnul lui Δ G reacție, este important să cunoașteți valorile Δ Hşi Δ S cele mai tipice procese. Δ H formarea de substanțe complexe și Δ H reacțiile sunt în intervalul 80–800 kJ∙. Entalpia reacției de ardere este întotdeauna negativă și se ridică la mii de kJ∙. Entalpiile tranzițiilor de fază sunt de obicei mai mici decât entalpiile de formare și reacție chimică Δ – zeci de kJ∙, Δ și Δ sunt egale cu 5–25 kJ∙.

Dependența Δ H asupra temperaturii se exprimă prin relația Δ H T = Δ H ° + Δ Cp · Δ T, unde ∆ Cp– modificarea capacităţii termice a sistemului. Dacă în intervalul de temperatură 298 K - T reactivii nu suferă transformări de fază, atunci Δ Cp= 0, iar pentru calcule putem folosi valorile Δ H °.

Entropia substanțelor individuale este întotdeauna mai mare decât zero și variază de la zeci la sute de J ∙ mol -1K -1 (Tabelul 4.1). Semnul Δ G determină direcţia procesului real. Cu toate acestea, pentru a evalua fezabilitatea procesului, valorile energiei Gibbs standard Δ G°. Valoarea Δ G° nu poate fi folosit ca criteriu de probabilitate în procesele endoterme cu o creștere semnificativă a entropiei (tranziții de fază, reacții de descompunere termică cu formarea de substanțe gazoase etc.). Astfel de procese pot fi efectuate datorită factorului de entropie, cu condiția ca

Sarcini și teste pe tema „Termodinamică chimică. Energia Gibbs”

• Elemente chimice. Semne ale elementelor chimice - Concepte chimice inițiale și idei teoretice clasele 8–9

  Lecții: 3 Teme: 9 Teste: 1

PLAN

INTRODUCERE 2

ENERGIE GIBBS 3

CONCLUZIA 14

REFERINȚE 15

INTRODUCERE

În rezumatul meu, voi vorbi despre energia Gibbs.

Gibbs Josiah Willard (1839-1903), fizician teoretician american, unul dintre fondatorii termodinamicii și mecanicii statistice. El a dezvoltat teoria potențialelor termodinamice, a descoperit condiția generală de echilibru pentru sisteme eterogene - regula fazelor, a derivat ecuațiile Gibbs - Helmholtz, Gibbs - Duhem, ecuația de adsorbție Gibbs. A stabilit legea fundamentală a fizicii statistice - distribuția Gibbs. El a propus o reprezentare grafică a stării unui sistem cu trei componente (triunghiul Gibbs). El a pus bazele termodinamicii fenomenelor de suprafață și a proceselor electrochimice. A introdus conceptul de adsorbție.

ENERGIE GIBBS

La începutul lucrării mele, cred că este necesar să prezint conceptele de bază ale teoriei Gibbs.

REGULA FAZEI GIBBSA în termodinamică: numărul de faze care coexistă în echilibru în orice sistem nu poate fi mai mare decât numărul de componente care formează aceste faze, plus, de regulă, 2. Stabilit de JW Gibbs în 1873-76.

GIBBS ENERGY (potențial izobar-izotermic, entalpie liberă), unul dintre potențialele sistemelor termodinamice. Notat G, este determinată de diferența dintre entalpie Hși produsul de entropie S la temperatura termodinamică T: G = H - T S. Un proces de echilibru izotermic fără cheltuirea forțelor externe poate decurge spontan doar în direcția descrescătoare a energiei Gibbs până la atingerea minimului acesteia, care corespunde stării de echilibru termodinamic a sistemului. Numit după J. W. Gibbs.

POTENȚIAL TERMODINAMIC, funcții de volum, presiune, temperatură, entropie, număr de particule și alți parametri macroscopici independenți care caracterizează starea unui sistem termodinamic. Potențialele termodinamice includ energia internă, entalpia, potențialul izocor-izotermic (energia Helmholtz), potențialul izobar-izoterm (energia Gibbs). Cunoscând orice potențial termodinamic în funcție de setul complet de parametri, este posibil să se calculeze orice caracteristici macroscopice ale sistemului și să se calculeze procesele care au loc în acesta.

DISTRIBUȚIA GIBBS este canonică, distribuția de probabilitate a diferitelor stări ale unui sistem macroscopic cu un volum constant și un număr constant de particule, care este în echilibru cu mediul la o anumită temperatură; dacă sistemul poate face schimb de particule cu mediul, atunci distribuția Gibbs se numește marea distribuție canonică. Pentru un sistem izolat este valabilă distribuția microcanonică Gibbs, conform căreia toate microstările sistemului cu o anumită energie sunt la fel de probabile. Numit după J. W. Gibbs, care a descoperit această distribuție.

Reacțiile de adăugare a radicalilor la compușii nesaturați formează baza tehnologiei moderne pentru producerea de polimeri, copolimeri și oligomeri. Aceste reacții au loc în timpul cracarei hidrocarburilor, halogenării olefinelor și oxidării compușilor nesaturați. Ele sunt utilizate pe scară largă în sinteza diverșilor compuși și medicamente. Reacțiile de adiție ale atomilor de hidrogen și compușilor hidroxil la compușii nesaturați și aromatici însoțesc fotoliza și radioliza materialelor organice și a obiectelor biologice.

legătura dublă C=C se rupe și se formează o legătură C-X.De regulă, rezultatul
Legătura  este mai puternică decât legătura -CC ruptă și, prin urmare, reacția de adiție este exotermă. Acest lucru se vede clar din compararea entalpiei de reacție  Hși puterea legăturii rezultate D(Et-X) în tabel. unu.

Un alt factor important care afectează entalpia reacţiei este energia de stabilizare a radicalului XCH 2 C  H 2 Y rezultat: cu cât această energie este mai mare, cu atât căldura de adiţie a radicalului X  la olefină este mai mare. Energia de stabilizare poate fi caracterizată, de exemplu, prin diferența de rezistență a legăturilor C-H din compușii Pr-H și EtYHC-H. Mai jos sunt date care caracterizează contribuția energiei de stabilizare a CH 3 CH 2 C  H Radicalul 2 Y s-a format ca urmare a adăugării radicalului metil la monomerul CH 2 \u003d CHY, la entalpia acestei reacții.

Tabelul 1.

Entalpia, entropia și energia Gibbs de adăugare a atomilor și a radicalilor X  la etilenă.

Se poate observa că cu cât energia de stabilizare a radicalului este mai mare, cu atât entalpia reacției este mai mică.

Toate reacțiile de adiție au loc cu o scădere a entropiei, deoarece două particule sunt combinate într-una singură (vezi Tabelul 8.1). Din această cauză, pentru reacțiile de adiție, energia Gibbs, și la o temperatură suficient de ridicată, reacția de adiție exotermă este reversibilă, deoarece  G= HT S.

Orice proces (reacție) este afectat de doi factori:

Enatlpic (exo- sau endo) - Δ H;

Entropie (ТΔS).

Combinând acești doi factori, obținem:

ΔН – ТΔS = ΔG

G = H – TS – Energia Gibbs.

Semnificația fizică a energiei Gibbs:

Concluzie: starea de echilibru termodinamic este extrem de stabilă, deoarece la o constantă P, T sistemul nu poate părăsi starea de echilibru, deoarece producția este egală cu creșterea energiei Gibbs.

Pentru ca sistemul să părăsească starea de echilibru, este necesar să se modifice orice factori externi (P, T, concentrație și așa mai departe).

Există un concept al stării standard Gibbs:

ΔG f 0 298 [kJ/mol] - valoare de referință.

ΔG 298 = Σn i Δ * ΔG f 0 298 – Σn j Δ * ΔG f 0 298

reactiv produs

majoritatea proceselor decurg la t mai mare decât standardul (298). Pentru a converti energia Gibbs la temperaturi mai ridicate, sunt necesare date de referință privind capacitățile termice, datele sunt prezentate în funcție de temperatură.

În cărțile de referință, aceste date sunt de obicei prezentate sub forma unei serii de puteri.

C p 0 \u003d a + bT + cT 2 + c 'T -2

unde a, b, c, c '- pentru fiecare substanţă proprie.

ΔC p 0 \u003d Δa + ΔbT + ΔcT 2 + Δc ’T -2

Unde Δa , Δb , Δc , Δc ' - fiind funcții ale stării, se calculează prin formulele:

Δa = Σn i a - Σn j a

reactiv produs

Δb = Σn i b - Σn j b

reactiv produs

Δc = Σn i c - Σn j c

reactiv produs

Termodinamica echilibrelor de fază. Echilibre de fază în sisteme eterogene. regula fazei Gibbs.

Echilibrele de fază includ tranziții de tipul:

Faza solidă este în echilibru cu lichidul (topire - cristalizare);

Faza lichida in echilibru cu vaporii (evaporare - condensare);

Faza solidă este în echilibru cu vaporii (sublimare - sublimare).

Concepte de bază ale regulii fazei:

Faza (F) este o parte a sistemului care are interfețe cu celelalte părți ale sale.

Componenta (k) este o componentă omogenă chimic a sistemului, care are toate proprietățile sale.

Numărul de grade de libertate (C) este numărul de variabile independente care pot fi modificate în mod arbitrar fără a modifica numărul de faze din sistem.

(S, F, K) S \u003d K - F +2

Există o regulă a fazei Gibbs.

Există sisteme monocomponente, bicomponente, tricomponente (K=1, K=2, K=3).

C min \u003d 1 - 3 + 2 \u003d 0

C max = 1 - 1 + 2 = 2

Pentru a descrie sisteme monocomponente, au fost alese următoarele coordonate:

P (presiunea aburului saturat)

T (temperatura)

dP / dT = ΔH f.p. / (T f.p. * ΔV )

această dependență rămâne valabilă pentru absolut toate tranzițiile de fază.

R c

Televizor. G. a

b Abur

Fiecare linie a diagramei corespunde propriei tranziții de fază:

Despre TV. - ȘI.

Oa J. - Par

Os Tv. - Abur

Câmpuri de diagramă: fază solidă, fază lichidă, abur.

T cr.: Abur - Gaz

Câmp de fază:

C \u003d 2 (pe marginile C max )

C = 1 (pe linii)

Punctul O - corespunde echilibrului a trei faze: TV. - F - Alin.

C \u003d 0 - aceasta înseamnă că nici temperatura, nici presiunea nu pot fi modificate.

Să ne oprim acum la potential chimic- o mărime care determină caracteristicile termodinamice nu ale sistemului în ansamblu, ci ale unei molecule din acest sistem.

Dacă adăugăm moleculă cu moleculă sistemului la presiune constantă, apoi adăugarea fiecărei particule noi necesită exact aceeași muncă ca și adăugarea oricarei anterioare: volumul sistemului va crește, dar densitatea sistemului - și intensitatea interacțiunilor din acesta - nu se va schimba. Prin urmare, este convenabil să se determine starea termodinamică a unei molecule dintr-un sistem de către cei liberi energie Gibbs g,împărțit la numărul de molecule N,

numit potential chimic(și din moment ce în fază lichidă sau solidă și presiuni joase F » G, apoi aici m » F/N). În cazul în care un N nu înseamnă numărul de molecule, ci, ca de obicei, numărul de molecule de molecule, apoi m se referă, de asemenea, nu la o moleculă, ci la o moleculă de molecule.

Potențial chimic - sau, ceea ce este la fel, gratuit energie Gibbs pe moleculă - vom avea nevoie de el în a doua parte a prelegerii de astăzi, când vorbim despre distribuția moleculelor între faze. Faptul este că moleculele curg din faza în care potențialul lor chimic este mai mare la cea în care potențialul lor chimic este mai mic - acest lucru scade liberul total. energie sistem și să-l apropie de echilibru. Și în echilibru, potențialul chimic al moleculelor dintr-o fază este egal cu potențialul chimic al acelorași molecule într-o altă fază.

Recent, la studierea proprietăților sistemelor plastifiate, s-au descoperit fapte experimentale care contrazic ideile general acceptate și, în unele cazuri, nu au primit o explicație adecvată. Aceasta se referă la termodinamica sistemelor plastifiate, determinarea temperaturii de tranziție vitroasă (T c) și evaluarea proprietăților sistemelor care conțin cantități relativ mici de plastifiant. Aceste fapte sunt de mare importanță pentru practică și teorie, sunt asociate cu metastabilitatea sistemelor plastifiate și cu utilizarea incorectă a anumitor metode de studiere a proprietăților acestora.

Se știe că toate sistemele sunt împărțite în stabile sau stabile, instabile sau labile și metastabile, care sunt cele mai comune. Prin urmare, studiul proprietăților termofizice ale sistemelor metastabile este de mare importanță.

Un sistem metastabil este stabil în raport cu toate sistemele infinitezimal diferite de acesta, dar există cel puțin un sistem în raport cu care este instabil. Starea A, care are cea mai mică energie Gibbs, este cu adevărat stabilă, iar starea B, care are cea mai mare energie Gibbs, este o stare metastabilă în raport cu starea A. Cu toate acestea, pentru tranziția sistemului de la starea B la starea A, este necesară depăşirea barierei potenţiale. Dacă energia perturbației este mai mică decât bariera potențială, atunci sistemul rămâne în starea B.

Stabilitatea unor astfel de sisteme depinde de raportul dintre timpul de relaxare (p) și timpul experimentului (op); Timpul experimentului se referă nu numai la timpul experimentului de laborator, ci și la timpul de depozitare și funcționare a produsului. În cazul în care un
p >> op, atunci sistemul poate fi într-o stare metastabilă pentru un timp nelimitat și nu este diferit de un sistem cu adevărat stabil. Prin urmare, termenul „neechilibru” nu trebuie aplicat acestuia. Dimpotrivă, termenul „echilibru metastabil” este acum utilizat pe scară largă. Sistemul din starea A este în echilibru adevărat, iar sistemul din starea B este în echilibru metastabil.
Starea metastabilă este tipică pentru sistemele polimerice datorită dimensiunii foarte mari a macromoleculelor polimerice și p. Astfel de sisteme, de exemplu, pot fi obținute prin stingere, adică răcirea rapidă a polimerului sau a amestecului de polimeri la o temperatură mult sub T lor cu. În acest caz, structura sistemului nu se modifică și se păstrează structura dată acestuia la o temperatură mai mare. Aceasta înseamnă că sistemul „își amintește” trecutul. Astfel de sisteme se numesc sisteme „de memorie”. Multe lucrări au fost dedicate studiului proprietăților lor, iar termodinamica acestor sisteme este în curs de dezvoltare. Aceste proprietăți depind de istoria sistemelor. Sistemele de memorie includ toți polimerii și compozițiile polimerice la temperaturi mult sub Tg-ul lor. Timpul de relaxare al proceselor care au loc în ele este foarte lung și, prin urmare, polimerii sticloși la T<< Тс рассматривают как равновесные. К таким системам применимы законы классической термодинамики.

De mare importanță este afinitatea termodinamică a polimerului față de plastifiant, care este evaluată prin aceiași parametri ca și afinitatea polimerului față de solvenți: mărimea și semnul energiei Gibbs (G) de amestecare, parametrul de interacțiune Flory-Huggins. (1), al doilea coeficient virial (A 2). G poate fi determinat în două moduri. Prima modalitate este de a determina direct G pe baza datelor experimentale privind presiunea de vapori a plastifiantului peste sistemul plastifiat sau pe presiunea de umflare. Plastifianții sunt lichide nevolatile, astfel încât măsurarea presiunilor lor scăzute necesită metode speciale. Metoda de efuziune, care este folosită în acest scop, are multe dezavantaje. Mai precisă este metoda de determinare a presiunii de umflare, care a fost folosită de mult timp în studiul proprietăților eterului de celuloză plastifiată. A fost aplicat cu succes în studiul afinității vulcanizatoarelor de cauciuc față de diverși solvenți.

Determinarea polimerilor plastifiați G poate fi efectuată folosind metoda propusă pentru amestecurile de polimeri. Pentru a face acest lucru, este necesar să se măsoare G de amestecare a polimerului, plastifiantului și amestecurilor acestora cu orice lichid cu greutate moleculară mică care este infinit miscibil cu acestea. Energia Gibbs de amestecare poate fi determinată din datele de împrăștiere a luminii ale soluțiilor. Această metodă, introdusă de Wuks pentru sistemul lichid-lichid, a fost folosită pentru prima dată pentru sistemele polimer-solvent în lucrare.

A doua modalitate de a determina valoarea lui G este de a calcula acest parametru pe baza entalpiei și entropiei măsurate experimental de amestecare a polimerului cu plastifiant. Se calculează după ecuația: G = H - TS. Entalpia amestecării este calculată conform legii lui Hess, așa cum este descris mai sus, entropia amestecării este determinată pe baza dependenței de temperatură a capacității termice a sistemelor plastifiate, măsurată cu ajutorul unui calorimetru cu scanare. Această metodă merită atenție. Cu toate acestea, în cadrul termodinamicii clasice, valorile absolute ale entropiei pot fi obținute numai prin extrapolarea dependenței experimentale de temperatură a capacității termice la zero absolut. Acest lucru a fost făcut în lucrare, iar în lucrare a fost utilizată o metodă aproximativă de calculare a valorilor lui S 0, când toate valorile entropiei au fost luate fără termeni zero. Acest lucru poate duce la erori. Din cele de mai sus rezultă că este necesar să se elaboreze diverse metode care să dea aceleași rezultate. Acest lucru necesită compararea și discutarea sistematică a rezultatelor obținute prin diferite metode.

CONCLUZIE

În munca mea, am luat în considerare energia Gibbs și conceptele legate de această teorie. Am vorbit despre potențiale termodinamice, reguli de fază, distribuție Gibbs, entalpie, entropie și, desigur, energia Gibbs în sine.

Contribuția lui Josiah Willard Gibbs la știință este semnificativă. Lucrările și cercetările sale au servit drept bază pentru dezvoltările științifice ale adepților săi și au, de asemenea, o semnificație practică.

LISTA LITERATURII UTILIZATE:

Termofizica lichidelor metastabile. Sverdlovsk, UNC AN URSS, 1987.

Prigogine I., Defey R. Termodinamică chimică. Pe. din engleza. Ed. V.A. Mihailov. Novosibirsk, Nauka, 1966.

Kubo R. Termodinamică. Pe. din engleza. Ed. D.M. Zubareva, N.M. Plakidy. M. Mir, 1970.

Tager A.A. Greutate moleculară mare soed., 1988, v. A30, nr.7, p. 1347.

Tager A.A. Fizicochimia polimerilor. M., Chimie, 1978.

Novikova L.V. etc Plast. masele, 1983, nr.8, p. 60.

energie Gibbs sub forma următoare: schimbare energie Gibbsîn formarea datei ... oricare dintre potenţialele termodinamice: interne energie U, entalpia H, energie Gibbs g, energie Helmholtz A sub condiția constanței...

1. Termodinamica stabilității chimice a aliajelor sistemului Mn-Si

   Lucrări de diplomă >> Chimie

   ... Energie Gibbs reacțiile 2 și 3 sunt descrise de ecuațiile de dependență de temperatură: Energie Gibbs reacția 1 poate fi găsită prin combinare energii Gibbs... atm. Înlocuirea în expresii pentru energii confuzie de sens energii Gibbs reacții (1) - (4), obținem...

2. chimie coloidală. Note de curs

   Sinopsis >> Chimie

   Întotdeauna >0. Suprafata interioara energie unități de suprafață mai mult decât suprafață energie Gibbs(*) la căldura de formare... , deci ecuația Gibbs-Helmholtz (**), care leagă suprafața totală energie sau entalpie cu energie Gibbsîn acest caz...