- ข้อความ
- ประวัติศาสตร์
Chemical thermodynamicsFrom Wikiped
Chemical thermodynamics
From Wikipedia, the free encyclopedia
Chemical thermodynamics is the study of the interrelation of heat and work with chemical reactions or with physical changes of state within the confines of the laws of thermodynamics. Chemical thermodynamics involves not only laboratory measurements of various thermodynamic properties, but also the application of mathematical methods to the study of chemical questions and the spontaneity of processes.
The structure of chemical thermodynamics is based on the first two laws of thermodynamics. Starting from the first and second laws of thermodynamics, four equations called the "fundamental equations of Gibbs" can be derived. From these four, a multitude of equations, relating the thermodynamic properties of the thermodynamic system can be derived using relatively simple mathematics. This outlines the mathematical framework of chemical thermodynamics.[1]
Contents [hide]
1 History
2 Overview
3 Chemical energy
4 Chemical reactions
4.1 Gibbs function
4.2 Chemical affinity
4.3 Solutions
5 Non equilibrium
5.1 System constraints
6 See also
7 References
8 Further reading
9 External links
History[edit]
J. Willard Gibbs - founder of chemical thermodynamics
In 1865, the German physicist Rudolf Clausius, in his Mechanical Theory of Heat, suggested that the principles of thermochemistry, e.g. the heat evolved in combustion reactions, could be applied to the principles of thermodynamics.[2] Building on the work of Clausius, between the years 1873-76 the American mathematical physicist Willard Gibbs published a series of three papers, the most famous one being the paper On the Equilibrium of Heterogeneous Substances. In these papers, Gibbs showed how the first two laws of thermodynamics could be measured graphically and mathematically to determine both the thermodynamic equilibrium of chemical reactions as well as their tendencies to occur or proceed. Gibbs’ collection of papers provided the first unified body of thermodynamic theorems from the principles developed by others, such as Clausius and Sadi Carnot.
During the early 20th century, two major publications successfully applied the principles developed by Gibbs to chemical processes, and thus established the foundation of the science of chemical thermodynamics. The first was the 1923 textbook Thermodynamics and the Free Energy of Chemical Substances by Gilbert N. Lewis and Merle Randall. This book was responsible for supplanting the chemical affinity for the term free energy in the English-speaking world. The second was the 1933 book Modern Thermodynamics by the methods of Willard Gibbs written by E. A. Guggenheim. In this manner, Lewis, Randall, and Guggenheim are considered as the founders of modern chemical thermodynamics because of the major contribution of these two books in unifying the application of thermodynamics to chemistry.[1]
Overview[edit]
The primary objective of chemical thermodynamics is the establishment of a criterion for the determination of the feasibility or spontaneity of a given transformation.[3] In this manner, chemical thermodynamics is typically used to predict the energy exchanges that occur in the following processes:
Chemical reactions
Phase changes
The formation of solutions
The following state functions are of primary concern in chemical thermodynamics:
Internal energy (U)
Enthalpy (H)
Entropy (S)
Gibbs free energy (G)
Most identities in chemical thermodynamics arise from application of the first and second laws of thermodynamics, particularly the law of conservation of energy, to these state functions.
The 3 laws of thermodynamics:
The energy of the universe is constant.
In any spontaneous process, there is always an increase in entropy of the universe
The entropy of a perfect crystal at 0 Kelvin is zero
Chemical energy[edit]
Main article: Chemical energy
Chemical energy is the potential of a chemical substance to undergo a transformation through a chemical reaction or to transform other chemical substances. Breaking or making of chemical bonds involves energy, which may be either absorbed or evolved from a chemical system.
Energy that can be released (or absorbed) because of a reaction between a set of chemical substances is equal to the difference between the energy content of the products and the reactants. This change in energy is called the change in internal energy of a chemical reaction. Where Delta {U_f^circ}_{mathrm {reactants}} is the internal energy of formation of the reactant molecules that can be calculated from the bond energies of the various chemical bonds of the molecules under consideration and Delta {U_f^circ}_{mathrm {products}} is the internal energy of formation of the product molecules. The internal energy change of a process is equal to the heat change if it is measured under conditions of constant volume, as in a closed rigid container such as a bomb calorimeter. However, under conditions of constant pressure, as in reactions in vessels open to the atmosphere, the measured heat change is not always equal to the internal energy change, because pressure-volume work also releases or absorbs energy. (The heat change at constant pressure is called the enthalpy change; in this case the enthalpy of formation).
Another useful term is the heat of combustion, which is the energy released due to a combustion reaction and often applied in the study of fuels. Food is similar to hydrocarbon fuel and carbohydrate fuels, and when it is oxidized, its caloric content is similar (though not assessed in the same way as a hydrocarbon fuel — see food energy).
In chemical thermodynamics the term used for the chemical potential energy is chemical potential, and for chemical transformation an equation most often used is the Gibbs-Duhem equation.
Chemical reactions[edit]
Main article: Chemical reaction
In most cases of interest in chemical thermodynamics there are internal degrees of freedom and processes, such as chemical reactions and phase transitions, which always create entropy unless they are at equilibrium, or are maintained at a "running equilibrium" through "quasi-static" changes by being coupled to constraining devices, such as pistons or electrodes, to deliver and receive external work. Even for homogeneous "bulk" materials, the free energy functions depend on the composition, as do all the extensive thermodynamic potentials, including the internal energy. If the quantities { Ni }, the number of chemical species, are omitted from the formulae, it is impossible to describe compositional changes.
Gibbs function[edit]
For a "bulk" (unstructured) system they are the last remaining extensive variables. For an unstructured, homogeneous "bulk" system, there are still various extensive compositional variables { Ni } that G depends on, which specify the composition, the amounts of each chemical substance, expressed as the numbers of molecules present or (dividing by Avogadro's number), the numbers of moles
G = G(T,P,{N_i}),.
For the case where only PV work is possible
dG = -SdT + VdP + sum_i mu_i dN_i ,
in which μi is the chemical potential for the i-th component in the system
mu_i = left( frac{partial G}{partial N_i}
ight)_{T,P,N_{j
e i},etc. } ,.
The expression for dG is especially useful at constant T and P, conditions which are easy to achieve experimentally and which approximates the condition in living creatures
(dG)_{T,P} = sum_i mu_i dN_i,.
Chemical affinity[edit]
Main article: Chemical affinity
While this formulation is mathematically defensible, it is not particularly transparent since one does not simply add or remove molecules from a system. There is always a process involved in changing the composition; e.g., a chemical reaction (or many), or movement of molecules from one phase (liquid) to another (gas or solid). We should find a notation which does not seem to imply that the amounts of the components ( Ni } can be changed independently. All real processes obey conservation of mass, and in addition, conservation of the numbers of atoms of each kind. Whatever molecules are transferred to or from should be considered part of the "system".
Consequently we introduce an explicit variable to represent the degree of advancement of a process, a progress variable ξ for the extent of reaction (Prigogine & Defay, p. 18; Prigogine, pp. 4–7; Guggenheim, p. 37.62), and to the use of the partial derivative ∂G/∂ξ (in place of the widely used "ΔG", since the quantity at issue is not a finite change). The result is an understandable expression for the dependence of dG on chemical reactions (or other processes). If there is just one reaction
(dG)_{T,P} = left( frac{partial G}{partial xi}
ight)_{T,P} dxi.,
If we introduce the stoichiometric coefficient for the i-th component in the reaction
u_i = partial N_i / partial xi ,
which tells how many molecules of i are produced or consumed, we obtain an algebraic expression for the partial derivative
left( frac{partial G}{partial xi}
ight)_{T,P} = sum_i mu_i
u_i = -mathbb{A},
where, (De Donder; Progoine & Defay, p. 69; Guggenheim, pp. 37,240), we introduce a concise and historical name for this quantity, the "affinity", symbolized by A, as introduced by Théophile de Donder in 1923. The minus sign comes from the fact the affinity was defined to represent the rule that spontaneous changes will ensue only when the change in the Gibbs free energy of the process is negative, meaning that the chemical species have a positive affinity for each other. The differential for G takes on a simple form which displays its dependence on compositional change
(dG)_{T,P} = -mathbb{A}, dxi ,.
If there are a number of chemical reactions going on simultaneously, as is usually the case
(dG)_{T,P} = -sum_kmathbb{A}_k, dxi_k ,.
a set of reaction coordinates { ξj }, avoiding the notion that the amounts of the components ( Ni } can be changed independently. The e
From Wikipedia, the free encyclopedia
Chemical thermodynamics is the study of the interrelation of heat and work with chemical reactions or with physical changes of state within the confines of the laws of thermodynamics. Chemical thermodynamics involves not only laboratory measurements of various thermodynamic properties, but also the application of mathematical methods to the study of chemical questions and the spontaneity of processes.
The structure of chemical thermodynamics is based on the first two laws of thermodynamics. Starting from the first and second laws of thermodynamics, four equations called the "fundamental equations of Gibbs" can be derived. From these four, a multitude of equations, relating the thermodynamic properties of the thermodynamic system can be derived using relatively simple mathematics. This outlines the mathematical framework of chemical thermodynamics.[1]
Contents [hide]
1 History
2 Overview
3 Chemical energy
4 Chemical reactions
4.1 Gibbs function
4.2 Chemical affinity
4.3 Solutions
5 Non equilibrium
5.1 System constraints
6 See also
7 References
8 Further reading
9 External links
History[edit]
J. Willard Gibbs - founder of chemical thermodynamics
In 1865, the German physicist Rudolf Clausius, in his Mechanical Theory of Heat, suggested that the principles of thermochemistry, e.g. the heat evolved in combustion reactions, could be applied to the principles of thermodynamics.[2] Building on the work of Clausius, between the years 1873-76 the American mathematical physicist Willard Gibbs published a series of three papers, the most famous one being the paper On the Equilibrium of Heterogeneous Substances. In these papers, Gibbs showed how the first two laws of thermodynamics could be measured graphically and mathematically to determine both the thermodynamic equilibrium of chemical reactions as well as their tendencies to occur or proceed. Gibbs’ collection of papers provided the first unified body of thermodynamic theorems from the principles developed by others, such as Clausius and Sadi Carnot.
During the early 20th century, two major publications successfully applied the principles developed by Gibbs to chemical processes, and thus established the foundation of the science of chemical thermodynamics. The first was the 1923 textbook Thermodynamics and the Free Energy of Chemical Substances by Gilbert N. Lewis and Merle Randall. This book was responsible for supplanting the chemical affinity for the term free energy in the English-speaking world. The second was the 1933 book Modern Thermodynamics by the methods of Willard Gibbs written by E. A. Guggenheim. In this manner, Lewis, Randall, and Guggenheim are considered as the founders of modern chemical thermodynamics because of the major contribution of these two books in unifying the application of thermodynamics to chemistry.[1]
Overview[edit]
The primary objective of chemical thermodynamics is the establishment of a criterion for the determination of the feasibility or spontaneity of a given transformation.[3] In this manner, chemical thermodynamics is typically used to predict the energy exchanges that occur in the following processes:
Chemical reactions
Phase changes
The formation of solutions
The following state functions are of primary concern in chemical thermodynamics:
Internal energy (U)
Enthalpy (H)
Entropy (S)
Gibbs free energy (G)
Most identities in chemical thermodynamics arise from application of the first and second laws of thermodynamics, particularly the law of conservation of energy, to these state functions.
The 3 laws of thermodynamics:
The energy of the universe is constant.
In any spontaneous process, there is always an increase in entropy of the universe
The entropy of a perfect crystal at 0 Kelvin is zero
Chemical energy[edit]
Main article: Chemical energy
Chemical energy is the potential of a chemical substance to undergo a transformation through a chemical reaction or to transform other chemical substances. Breaking or making of chemical bonds involves energy, which may be either absorbed or evolved from a chemical system.
Energy that can be released (or absorbed) because of a reaction between a set of chemical substances is equal to the difference between the energy content of the products and the reactants. This change in energy is called the change in internal energy of a chemical reaction. Where Delta {U_f^circ}_{mathrm {reactants}} is the internal energy of formation of the reactant molecules that can be calculated from the bond energies of the various chemical bonds of the molecules under consideration and Delta {U_f^circ}_{mathrm {products}} is the internal energy of formation of the product molecules. The internal energy change of a process is equal to the heat change if it is measured under conditions of constant volume, as in a closed rigid container such as a bomb calorimeter. However, under conditions of constant pressure, as in reactions in vessels open to the atmosphere, the measured heat change is not always equal to the internal energy change, because pressure-volume work also releases or absorbs energy. (The heat change at constant pressure is called the enthalpy change; in this case the enthalpy of formation).
Another useful term is the heat of combustion, which is the energy released due to a combustion reaction and often applied in the study of fuels. Food is similar to hydrocarbon fuel and carbohydrate fuels, and when it is oxidized, its caloric content is similar (though not assessed in the same way as a hydrocarbon fuel — see food energy).
In chemical thermodynamics the term used for the chemical potential energy is chemical potential, and for chemical transformation an equation most often used is the Gibbs-Duhem equation.
Chemical reactions[edit]
Main article: Chemical reaction
In most cases of interest in chemical thermodynamics there are internal degrees of freedom and processes, such as chemical reactions and phase transitions, which always create entropy unless they are at equilibrium, or are maintained at a "running equilibrium" through "quasi-static" changes by being coupled to constraining devices, such as pistons or electrodes, to deliver and receive external work. Even for homogeneous "bulk" materials, the free energy functions depend on the composition, as do all the extensive thermodynamic potentials, including the internal energy. If the quantities { Ni }, the number of chemical species, are omitted from the formulae, it is impossible to describe compositional changes.
Gibbs function[edit]
For a "bulk" (unstructured) system they are the last remaining extensive variables. For an unstructured, homogeneous "bulk" system, there are still various extensive compositional variables { Ni } that G depends on, which specify the composition, the amounts of each chemical substance, expressed as the numbers of molecules present or (dividing by Avogadro's number), the numbers of moles
G = G(T,P,{N_i}),.
For the case where only PV work is possible
dG = -SdT + VdP + sum_i mu_i dN_i ,
in which μi is the chemical potential for the i-th component in the system
mu_i = left( frac{partial G}{partial N_i}
ight)_{T,P,N_{j
e i},etc. } ,.
The expression for dG is especially useful at constant T and P, conditions which are easy to achieve experimentally and which approximates the condition in living creatures
(dG)_{T,P} = sum_i mu_i dN_i,.
Chemical affinity[edit]
Main article: Chemical affinity
While this formulation is mathematically defensible, it is not particularly transparent since one does not simply add or remove molecules from a system. There is always a process involved in changing the composition; e.g., a chemical reaction (or many), or movement of molecules from one phase (liquid) to another (gas or solid). We should find a notation which does not seem to imply that the amounts of the components ( Ni } can be changed independently. All real processes obey conservation of mass, and in addition, conservation of the numbers of atoms of each kind. Whatever molecules are transferred to or from should be considered part of the "system".
Consequently we introduce an explicit variable to represent the degree of advancement of a process, a progress variable ξ for the extent of reaction (Prigogine & Defay, p. 18; Prigogine, pp. 4–7; Guggenheim, p. 37.62), and to the use of the partial derivative ∂G/∂ξ (in place of the widely used "ΔG", since the quantity at issue is not a finite change). The result is an understandable expression for the dependence of dG on chemical reactions (or other processes). If there is just one reaction
(dG)_{T,P} = left( frac{partial G}{partial xi}
ight)_{T,P} dxi.,
If we introduce the stoichiometric coefficient for the i-th component in the reaction
u_i = partial N_i / partial xi ,
which tells how many molecules of i are produced or consumed, we obtain an algebraic expression for the partial derivative
left( frac{partial G}{partial xi}
ight)_{T,P} = sum_i mu_i
u_i = -mathbb{A},
where, (De Donder; Progoine & Defay, p. 69; Guggenheim, pp. 37,240), we introduce a concise and historical name for this quantity, the "affinity", symbolized by A, as introduced by Théophile de Donder in 1923. The minus sign comes from the fact the affinity was defined to represent the rule that spontaneous changes will ensue only when the change in the Gibbs free energy of the process is negative, meaning that the chemical species have a positive affinity for each other. The differential for G takes on a simple form which displays its dependence on compositional change
(dG)_{T,P} = -mathbb{A}, dxi ,.
If there are a number of chemical reactions going on simultaneously, as is usually the case
(dG)_{T,P} = -sum_kmathbb{A}_k, dxi_k ,.
a set of reaction coordinates { ξj }, avoiding the notion that the amounts of the components ( Ni } can be changed independently. The e
0/5000
อุณหพลศาสตร์เคมีจากวิกิพีเดีย สารานุกรมฟรีการศึกษาสัมพันธ์ของความร้อนและทำปฏิกิริยาเคมี หรือการเปลี่ยนแปลงทางกายภาพของรัฐภายในขอบเขตของกฎของอุณหพลศาสตร์อุณหพลศาสตร์ทางเคมีได้ อุณหพลศาสตร์เคมีเกี่ยวข้องไม่เฉพาะห้องปฏิบัติการวัดคุณสมบัติต่าง ๆ ทางอุณหพลศาสตร์ แต่ใช้วิธีการทางคณิตศาสตร์การศึกษาคำถามเคมี spontaneity ของกระบวนการโครงสร้างของอุณหพลศาสตร์เคมีจะขึ้นอยู่กับกฎสองของอุณหพลศาสตร์ เริ่มจากกฎหนึ่ง และสองของอุณหพลศาสตร์ สี่สมการที่เรียกว่า "พื้นฐานสมการของ Gibbs" สามารถจะมา สี่เหล่านี้ หลากหลายของสมการ สมบัติทางอุณหพลศาสตร์ของขอบเขตที่เกี่ยวข้องสามารถจะได้มาใช้คณิตศาสตร์ค่อนข้างง่าย นี้สรุปกรอบของอุณหพลศาสตร์เคมีคณิตศาสตร์[1]เนื้อหา [ซ่อน] ประวัติศาสตร์ 1ภาพรวม 2พลังงานเคมี 3ปฏิกิริยาเคมี 44.1 ฟังก์ชัน Gibbs4.2 เคมีความสัมพันธ์4.3 โซลูชั่น5 ไม่สมดุล5.1 ข้อจำกัดของระบบ6 ดูอ้างอิง 78 อ่านเพิ่มเติมเชื่อมโยงภายนอก 9[แก้ไข] ประวัติศาสตร์J. Willard Gibbs - ผู้ก่อตั้งเคมีอุณหพลศาสตร์ในปี 1865 สามารถใช้ physicist เยอรมันรูดอล์ฟเคลาซิอุส ในเขากลทฤษฎีของความร้อน แนะนำให้ พัฒนาหลักอุณหเคมี ความร้อนเช่นในปฏิกิริยาการเผาไหม้ การหลักของอุณหพลศาสตร์[2] สร้างในงานของเคลาซิอุส ระหว่างปี 1873-76 physicist คณิตศาสตร์อเมริกัน Willard Gibbs เผยแพร่ชุดเอกสารสาม หนึ่งแห่งที่เป็นกระดาษในสมดุลของบริการสาร ในเอกสารนี้ Gibbs แสดงให้เห็นว่าวิธีการแบบกราฟิก และ mathematically สามารถวัดกฎสองของอุณหพลศาสตร์การกำหนดทั้งสองสมดุลทางอุณหพลศาสตร์ปฏิกิริยาเคมีรวมทั้งแนวโน้มของการเกิดขึ้น หรือดำเนินการ คอลเลกชันของ Gibbs ของเอกสารให้รวมร่างแรกของทฤษฎีขอบจากหลักพัฒนาผู้อื่น เคลาซิอุสและเล Carnotในช่วงต้นศตวรรษที่ 20 สิ่งสำคัญสองเรียบร้อยแล้วใช้หลักพัฒนาให้กระบวนการเคมี โดย Gibbs แล้วจึง ก่อตั้งรากฐานของศาสตร์เคมีอุณหพลศาสตร์ ครั้งแรกหนังสือ 1923 อุณหพลศาสตร์และการพลังงานอิสระของสารโดย Gilbert N. Lewis Randall ทำ หนังสือเล่มนี้ชอบ supplanting ความสัมพันธ์เคมีพลังงานฟรีระยะในโลกพูดภาษาอังกฤษได้ ที่สองจอง 1933 อุณหพลศาสตร์ที่ทันสมัย โดยวิธีการ Willard Gibbs เขียน โดย E. A. Guggenheim ได้ ในลักษณะนี้ ลูอิส Randall และ Guggenheim ถือเป็นผู้ก่อตั้งของอุณหพลศาสตร์ทางเคมีสมัยใหม่เนื่องจากสัดส่วนหลักของหนังสือเล่มนี้ในโปรแกรมประยุกต์ของอุณหพลศาสตร์เคมีสามัคคี[1]ภาพรวม [แก้ไข]วัตถุประสงค์หลักของอุณหพลศาสตร์เคมีก่อตั้งเกณฑ์กำหนดความเป็นไปได้ที่หรือ spontaneity ของแปลงให้ได้[3] ในลักษณะนี้ อุณหพลศาสตร์ทางเคมีโดยทั่วไปใช้ในการทำนายการแลกเปลี่ยนพลังงานที่เกิดขึ้นในกระบวนการต่อไปนี้:ปฏิกิริยาเคมีขั้นตอนการเปลี่ยนแปลงการก่อตัวของโซลูชั่นหน้าที่รัฐเป็นความกังวลหลักในอุณหพลศาสตร์เคมี:พลังงานภายใน (U)ความร้อนแฝง (H)เอนโทรปี (S)กิ๊บส์ (G)รหัสประจำตัวส่วนใหญ่ในอุณหพลศาสตร์ทางเคมีเกิดจากแอพลิเคชันของกฎหมาย และสองของอุณหพลศาสตร์ โดยเฉพาะอย่างยิ่งกฎหมายอนุรักษ์กระทรวงพลังงาน ฟังก์ชันสถานะเหล่านี้กฎของอุณหพลศาสตร์ 3:พลังงานของจักรวาลเป็นค่าคงในกระบวนการใด ๆ อยู่ มีเสมอการเพิ่มขึ้นของเอนโทรปีของจักรวาลเอนโทรปีของผลึกที่สมบูรณ์แบบที่ 0 เคลวินเป็นศูนย์พลังงานเคมี [แก้ไข]บทความหลัก: พลังงานเคมีพลังงานเคมีเป็นศักยภาพของสารเคมี จะรับการเปลี่ยนแปลงทางปฏิกิริยาเคมี หรือ การเปลี่ยนสารเคมีอื่น ๆ ทำลาย หรือทำให้ของพันธบัตรเคมีเกี่ยวข้องกับพลังงาน ซึ่งอาจจะดูดซึม หรือพัฒนาจากระบบเคมีพลังงานที่สามารถปล่อย (หรือดูดซึม) เนื่องจากปฏิกิริยาระหว่างสารเคมีชุด มีค่าเท่ากับความแตกต่างระหว่างเนื้อหาพลังงานผลิตภัณฑ์และ reactants เปลี่ยนพลังงานคือการเปลี่ยนแปลงในภายในพลังงานของปฏิกิริยาเคมี ที่ Delta { U_f ^ circ } _ {mathrm {reactants } } เป็นพลังงานภายในของการก่อตัวของโมเลกุลของตัวทำปฏิกิริยาที่สามารถคำนวณได้จากพลังงานพันธะของพันธบัตรเคมีต่าง ๆ ของโมเลกุลภายใต้การพิจารณาและ Delta { U_f ^ circ } _ {mathrm {ผลิตภัณฑ์} } เป็นพลังงานภายในของการก่อตัวของโมเลกุลผลิตภัณฑ์ การเปลี่ยนแปลงพลังงานภายในของกระบวนการมีค่าเท่ากับการเปลี่ยนแปลงความร้อนถ้าวัดภายใต้เงื่อนไขของปริมาตรคง ในคอนเทนเนอร์แข็งปิดเช่นแคลอรีมิเตอร์การระเบิด อย่างไรก็ตาม ภายใต้เงื่อนไขของความดันคง ในปฏิกิริยาในหลอดเปิดบรรยากาศ การเปลี่ยนแปลงความร้อนวัดได้เสมอเท่ากับการเปลี่ยนแปลงพลังงานภายใน เนื่องจากความดันปริมาตรงานยังปล่อย หรือดูดซับพลังงาน (การเปลี่ยนแปลงความร้อนที่ความดันคงเรียกว่าการเปลี่ยนแปลงความร้อนแฝง ในกรณีความร้อนแฝงของผู้แต่ง)คำว่าประโยชน์อื่นเผาไหม้ของของที่ ความร้อนซึ่งเป็นพลังงานที่ปล่อยออกมาจากปฏิกิริยาการเผาไหม้ และมักจะใช้ในการศึกษาของเชื้อ ได้ อาหารคล้ายกับเชื้อเพลิงไฮโดรคาร์บอนและเชื้อเพลิงคาร์โบไฮเดรต และเมื่อมันถูกออกซิไดซ์ เนื้อหาของแคลอริกคล้าย (แต่ไม่ประเมินในแบบเดียวกับเชื้อเพลิงไฮโดรคาร์บอน — ดูอาหารพลังงาน)ในอุณหพลศาสตร์เคมี คำที่ใช้สำหรับพลังงานศักย์เคมีเคมีศักยภาพ และสำหรับการเปลี่ยนแปลงทางเคมี สมการที่มักใช้ สมการ Gibbs-Duhemปฏิกิริยาเคมี [แก้ไข]บทความหลัก: ปฏิกิริยาเคมีในกรณีส่วนใหญ่ที่น่าสนใจในอุณหพลศาสตร์ทางเคมี มีกระบวนการ เช่นปฏิกิริยาเคมีและการเปลี่ยนเฟส ที่สร้างเอนโทรปีเสมอเว้นแต่จะมีที่สมดุล หรือจะยังคงอยู่ที่ "สมดุลทำงาน" ผ่าน "กึ่งถาวร" การเปลี่ยนแปลง โดยการควบคู่กับกีดอุปกรณ์ เช่นลูกสูบหรือหุงต การจัดส่ง และรับงานภายนอก และภายในองศาความเป็นอิสระ สำหรับวัสดุที่เป็นเนื้อเดียวกัน "จำนวนมาก" ฟังก์ชันพลังงานฟรีขึ้นอยู่กับองค์ประกอบ ทำทั้งหมดครอบคลุมขอบศักยภาพ พลังงานภายในรวมทั้งการ ถ้าปริมาณ {Ni }, จำนวนชนิดเคมี จะละจากสูตรการ จะไม่สามารถอธิบายการเปลี่ยนแปลง compositionalฟังก์ชัน Gibbs [แก้ไข]สำหรับระบบ "จำนวนมาก" (ไม่มีโครงสร้าง) ที่มีตัวแปรมากมายสุดท้ายที่เหลือ สำหรับการไม่มีโครงสร้าง เหมือน "จำนวนมาก" ระบบ ยังมีต่าง ๆ มากมาย compositional แปร {Ni } ที่ G ขึ้นอยู่กับ ซึ่งระบุองค์ประกอบ จำนวนของแต่ละสารเคมี แสดงเป็นหมายเลขของโมเลกุล (หาร ด้วยจำนวนของ Avogadro), หรือมีจำนวนโมล G = G (T, P, {N_i }) ,สำหรับกรณีที่การทำงานของ PV เท่านั้นเป็นไปได้ กิจ = - SdT + VdP sum_i mu_i dN_i ,ในที่ μi สารเคมีอาจจะส่วนประกอบไอ th ในระบบ mu_i = left (frac{partial G } {partial N_i }
ight) _ { N_ T, P { j
e ฉัน}, ฯลฯ } ,นิพจน์สำหรับกิจเป็นประโยชน์อย่างยิ่งที่คง T และ P เงื่อนไขที่เป็นไปได้ experimentally และที่ approximates เงื่อนไขในชีวิตสิ่งมีชีวิต (กิจ) _ {T, P } = sum_i mu_i dN_i,ความสัมพันธ์ทางเคมี [แก้ไข]บทความหลัก: ความเกี่ยวข้องของสารเคมีขณะนี้กำหนด mathematically defensible ไม่โปร่งใสโดยเฉพาะอย่างยิ่งตั้งแต่หนึ่งไม่เพียงเพิ่ม หรือเอาโมเลกุลจากระบบ มีเสมอเป็นกระบวนการที่เกี่ยวข้องกับการเปลี่ยนแปลงองค์ประกอบ เช่น ปฏิกิริยาเคมี (หรือหลาย), หรือการเคลื่อนที่ของโมเลกุลจากระยะที่หนึ่ง (ของเหลว) อีก (ก๊าซหรือของแข็ง) เราควรหาสัญลักษณ์ที่ดูเหมือนไม่ได้นัยว่าจำนวนของส่วนประกอบ (Ni } สามารถเปลี่ยนได้อย่างอิสระได้ กระบวนการจริงทั้งหมดฟังอนุรักษ์มวล และนอกจาก นี้ อนุรักษ์จำนวนอะตอมแต่ละชนิด โมเลกุลใดจะโอนย้ายไปยัง หรือจากควรเป็นส่วนหนึ่งของ "ระบบ"ดังนั้น เราแนะนำตัวแปรที่ชัดเจนถึงระดับความก้าวหน้าของกระบวนการ ξแปรเป็นความก้าวหน้าในขอบเขตของปฏิกิริยา (Prigogine & Defay, p. 18 Prigogine นำ 4 – 7 Guggenheim, p. 37.62), และการใช้ ∂G/∂ξ อนุพันธ์บางส่วน (แทนการใช้กันอย่างแพร่หลาย "ΔG" เนื่องจากปริมาณที่ปัญหาไม่เปลี่ยนแปลงแน่นอน) ผลคือ ค่าเข้าใจการพึ่งพาของกิจในปฏิกิริยาเคมี (หรือกระบวนการอื่น ๆ) ถ้ามีปฏิกิริยาเดียว(กิจ) _ {T, P } = left (frac{partial G } dxi {partial xi}
ight)_{T,P } ,ถ้าเราแนะนำสัมประสิทธิ์ stoichiometric สำหรับคอมโพเนนต์ i th ในปฏิกิริยา
u_i = partial N_i / partial xi ,ซึ่งบอกจำนวนโมเลกุลของไอที่ผลิต หรือใช้ เราได้รับนิพจน์พีชคณิตสำหรับอนุพันธ์บางส่วน left (frac{partial G } {partial xi }
ight)_{T,P } = sum_i mu_i
u_i = - mathbb{A}, (เดอ Donder Progoine & Defay, p. 69 Guggenheim นำ 37,240), เราแนะนำปริมาณนี้ ใน "ความสัมพันธ์" รูปเฟือง โดย A เป็นนำ โดย Théophile Donder เดอพี่ชื่อกระชับ และประวัติศาสตร์ เครื่องหมายลบมาจากการความสัมพันธ์ถูกกำหนดให้แสดงกฎการเปลี่ยนแปลงที่อยู่จะใส่ใจเฉพาะเมื่อการเปลี่ยนกิ๊บส์การลบ หมายความ ว่า ชนิดสารเคมีที่มีความสัมพันธ์บวกกัน แบบง่าย ๆ ที่แสดงความพึ่งเปลี่ยน compositional จะแตกต่างกันใน G(กิจ) _ {T, P } = - mathbb{A}, dxi ,ถ้ามีหมายเลขของปฏิกิริยาเคมีที่เกิดขึ้นพร้อมกัน เป็นกรณี(กิจ) _ {T, P } = - sum_kmathbb{A}_k, dxi_k ,ชุดปฏิกิริยาพิกัด {ξj }, หลีกเลี่ยงแนวคิดที่จำนวนของส่วนประกอบ (Ni } สามารถเปลี่ยนได้อย่างอิสระได้ อี
ight) _ { N_ T, P { j
e ฉัน}, ฯลฯ } ,นิพจน์สำหรับกิจเป็นประโยชน์อย่างยิ่งที่คง T และ P เงื่อนไขที่เป็นไปได้ experimentally และที่ approximates เงื่อนไขในชีวิตสิ่งมีชีวิต (กิจ) _ {T, P } = sum_i mu_i dN_i,ความสัมพันธ์ทางเคมี [แก้ไข]บทความหลัก: ความเกี่ยวข้องของสารเคมีขณะนี้กำหนด mathematically defensible ไม่โปร่งใสโดยเฉพาะอย่างยิ่งตั้งแต่หนึ่งไม่เพียงเพิ่ม หรือเอาโมเลกุลจากระบบ มีเสมอเป็นกระบวนการที่เกี่ยวข้องกับการเปลี่ยนแปลงองค์ประกอบ เช่น ปฏิกิริยาเคมี (หรือหลาย), หรือการเคลื่อนที่ของโมเลกุลจากระยะที่หนึ่ง (ของเหลว) อีก (ก๊าซหรือของแข็ง) เราควรหาสัญลักษณ์ที่ดูเหมือนไม่ได้นัยว่าจำนวนของส่วนประกอบ (Ni } สามารถเปลี่ยนได้อย่างอิสระได้ กระบวนการจริงทั้งหมดฟังอนุรักษ์มวล และนอกจาก นี้ อนุรักษ์จำนวนอะตอมแต่ละชนิด โมเลกุลใดจะโอนย้ายไปยัง หรือจากควรเป็นส่วนหนึ่งของ "ระบบ"ดังนั้น เราแนะนำตัวแปรที่ชัดเจนถึงระดับความก้าวหน้าของกระบวนการ ξแปรเป็นความก้าวหน้าในขอบเขตของปฏิกิริยา (Prigogine & Defay, p. 18 Prigogine นำ 4 – 7 Guggenheim, p. 37.62), และการใช้ ∂G/∂ξ อนุพันธ์บางส่วน (แทนการใช้กันอย่างแพร่หลาย "ΔG" เนื่องจากปริมาณที่ปัญหาไม่เปลี่ยนแปลงแน่นอน) ผลคือ ค่าเข้าใจการพึ่งพาของกิจในปฏิกิริยาเคมี (หรือกระบวนการอื่น ๆ) ถ้ามีปฏิกิริยาเดียว(กิจ) _ {T, P } = left (frac{partial G } dxi {partial xi}
ight)_{T,P } ,ถ้าเราแนะนำสัมประสิทธิ์ stoichiometric สำหรับคอมโพเนนต์ i th ในปฏิกิริยา
u_i = partial N_i / partial xi ,ซึ่งบอกจำนวนโมเลกุลของไอที่ผลิต หรือใช้ เราได้รับนิพจน์พีชคณิตสำหรับอนุพันธ์บางส่วน left (frac{partial G } {partial xi }
ight)_{T,P } = sum_i mu_i
u_i = - mathbb{A}, (เดอ Donder Progoine & Defay, p. 69 Guggenheim นำ 37,240), เราแนะนำปริมาณนี้ ใน "ความสัมพันธ์" รูปเฟือง โดย A เป็นนำ โดย Théophile Donder เดอพี่ชื่อกระชับ และประวัติศาสตร์ เครื่องหมายลบมาจากการความสัมพันธ์ถูกกำหนดให้แสดงกฎการเปลี่ยนแปลงที่อยู่จะใส่ใจเฉพาะเมื่อการเปลี่ยนกิ๊บส์การลบ หมายความ ว่า ชนิดสารเคมีที่มีความสัมพันธ์บวกกัน แบบง่าย ๆ ที่แสดงความพึ่งเปลี่ยน compositional จะแตกต่างกันใน G(กิจ) _ {T, P } = - mathbb{A}, dxi ,ถ้ามีหมายเลขของปฏิกิริยาเคมีที่เกิดขึ้นพร้อมกัน เป็นกรณี(กิจ) _ {T, P } = - sum_kmathbb{A}_k, dxi_k ,ชุดปฏิกิริยาพิกัด {ξj }, หลีกเลี่ยงแนวคิดที่จำนวนของส่วนประกอบ (Ni } สามารถเปลี่ยนได้อย่างอิสระได้ อี
การแปล กรุณารอสักครู่..
Chemical thermodynamics
From Wikipedia, the free encyclopedia
Chemical thermodynamics is the study of the interrelation of heat and work with chemical reactions or with physical changes of state within the confines of the laws of thermodynamics. Chemical thermodynamics involves not only laboratory measurements of various thermodynamic properties, but also the application of mathematical methods to the study of chemical questions and the spontaneity of processes.
The structure of chemical thermodynamics is based on the first two laws of thermodynamics. Starting from the first and second laws of thermodynamics, four equations called the "fundamental equations of Gibbs" can be derived. From these four, a multitude of equations, relating the thermodynamic properties of the thermodynamic system can be derived using relatively simple mathematics. This outlines the mathematical framework of chemical thermodynamics.[1]
Contents [hide]
1 History
2 Overview
3 Chemical energy
4 Chemical reactions
4.1 Gibbs function
4.2 Chemical affinity
4.3 Solutions
5 Non equilibrium
5.1 System constraints
6 See also
7 References
8 Further reading
9 External links
History[edit]
J. Willard Gibbs - founder of chemical thermodynamics
In 1865, the German physicist Rudolf Clausius, in his Mechanical Theory of Heat, suggested that the principles of thermochemistry, e.g. the heat evolved in combustion reactions, could be applied to the principles of thermodynamics.[2] Building on the work of Clausius, between the years 1873-76 the American mathematical physicist Willard Gibbs published a series of three papers, the most famous one being the paper On the Equilibrium of Heterogeneous Substances. In these papers, Gibbs showed how the first two laws of thermodynamics could be measured graphically and mathematically to determine both the thermodynamic equilibrium of chemical reactions as well as their tendencies to occur or proceed. Gibbs’ collection of papers provided the first unified body of thermodynamic theorems from the principles developed by others, such as Clausius and Sadi Carnot.
During the early 20th century, two major publications successfully applied the principles developed by Gibbs to chemical processes, and thus established the foundation of the science of chemical thermodynamics. The first was the 1923 textbook Thermodynamics and the Free Energy of Chemical Substances by Gilbert N. Lewis and Merle Randall. This book was responsible for supplanting the chemical affinity for the term free energy in the English-speaking world. The second was the 1933 book Modern Thermodynamics by the methods of Willard Gibbs written by E. A. Guggenheim. In this manner, Lewis, Randall, and Guggenheim are considered as the founders of modern chemical thermodynamics because of the major contribution of these two books in unifying the application of thermodynamics to chemistry.[1]
Overview[edit]
The primary objective of chemical thermodynamics is the establishment of a criterion for the determination of the feasibility or spontaneity of a given transformation.[3] In this manner, chemical thermodynamics is typically used to predict the energy exchanges that occur in the following processes:
Chemical reactions
Phase changes
The formation of solutions
The following state functions are of primary concern in chemical thermodynamics:
Internal energy (U)
Enthalpy (H)
Entropy (S)
Gibbs free energy (G)
Most identities in chemical thermodynamics arise from application of the first and second laws of thermodynamics, particularly the law of conservation of energy, to these state functions.
The 3 laws of thermodynamics:
The energy of the universe is constant.
In any spontaneous process, there is always an increase in entropy of the universe
The entropy of a perfect crystal at 0 Kelvin is zero
Chemical energy[edit]
Main article: Chemical energy
Chemical energy is the potential of a chemical substance to undergo a transformation through a chemical reaction or to transform other chemical substances. Breaking or making of chemical bonds involves energy, which may be either absorbed or evolved from a chemical system.
Energy that can be released (or absorbed) because of a reaction between a set of chemical substances is equal to the difference between the energy content of the products and the reactants. This change in energy is called the change in internal energy of a chemical reaction. Where Delta {U_f^circ}_{mathrm {reactants}} is the internal energy of formation of the reactant molecules that can be calculated from the bond energies of the various chemical bonds of the molecules under consideration and Delta {U_f^circ}_{mathrm {products}} is the internal energy of formation of the product molecules. The internal energy change of a process is equal to the heat change if it is measured under conditions of constant volume, as in a closed rigid container such as a bomb calorimeter. However, under conditions of constant pressure, as in reactions in vessels open to the atmosphere, the measured heat change is not always equal to the internal energy change, because pressure-volume work also releases or absorbs energy. (The heat change at constant pressure is called the enthalpy change; in this case the enthalpy of formation).
Another useful term is the heat of combustion, which is the energy released due to a combustion reaction and often applied in the study of fuels. Food is similar to hydrocarbon fuel and carbohydrate fuels, and when it is oxidized, its caloric content is similar (though not assessed in the same way as a hydrocarbon fuel — see food energy).
In chemical thermodynamics the term used for the chemical potential energy is chemical potential, and for chemical transformation an equation most often used is the Gibbs-Duhem equation.
Chemical reactions[edit]
Main article: Chemical reaction
In most cases of interest in chemical thermodynamics there are internal degrees of freedom and processes, such as chemical reactions and phase transitions, which always create entropy unless they are at equilibrium, or are maintained at a "running equilibrium" through "quasi-static" changes by being coupled to constraining devices, such as pistons or electrodes, to deliver and receive external work. Even for homogeneous "bulk" materials, the free energy functions depend on the composition, as do all the extensive thermodynamic potentials, including the internal energy. If the quantities { Ni }, the number of chemical species, are omitted from the formulae, it is impossible to describe compositional changes.
Gibbs function[edit]
For a "bulk" (unstructured) system they are the last remaining extensive variables. For an unstructured, homogeneous "bulk" system, there are still various extensive compositional variables { Ni } that G depends on, which specify the composition, the amounts of each chemical substance, expressed as the numbers of molecules present or (dividing by Avogadro's number), the numbers of moles
G = G(T,P,{N_i}),.
For the case where only PV work is possible
dG = -SdT + VdP + sum_i mu_i dN_i ,
in which μi is the chemical potential for the i-th component in the system
mu_i = left( frac{partial G}{partial N_i}
ight)_{T,P,N_{j
e i},etc. } ,.
The expression for dG is especially useful at constant T and P, conditions which are easy to achieve experimentally and which approximates the condition in living creatures
(dG)_{T,P} = sum_i mu_i dN_i,.
Chemical affinity[edit]
Main article: Chemical affinity
While this formulation is mathematically defensible, it is not particularly transparent since one does not simply add or remove molecules from a system. There is always a process involved in changing the composition; e.g., a chemical reaction (or many), or movement of molecules from one phase (liquid) to another (gas or solid). We should find a notation which does not seem to imply that the amounts of the components ( Ni } can be changed independently. All real processes obey conservation of mass, and in addition, conservation of the numbers of atoms of each kind. Whatever molecules are transferred to or from should be considered part of the "system".
Consequently we introduce an explicit variable to represent the degree of advancement of a process, a progress variable ξ for the extent of reaction (Prigogine & Defay, p. 18; Prigogine, pp. 4–7; Guggenheim, p. 37.62), and to the use of the partial derivative ∂G/∂ξ (in place of the widely used "ΔG", since the quantity at issue is not a finite change). The result is an understandable expression for the dependence of dG on chemical reactions (or other processes). If there is just one reaction
(dG)_{T,P} = left( frac{partial G}{partial xi}
ight)_{T,P} dxi.,
If we introduce the stoichiometric coefficient for the i-th component in the reaction
u_i = partial N_i / partial xi ,
which tells how many molecules of i are produced or consumed, we obtain an algebraic expression for the partial derivative
left( frac{partial G}{partial xi}
ight)_{T,P} = sum_i mu_i
u_i = -mathbb{A},
where, (De Donder; Progoine & Defay, p. 69; Guggenheim, pp. 37,240), we introduce a concise and historical name for this quantity, the "affinity", symbolized by A, as introduced by Théophile de Donder in 1923. The minus sign comes from the fact the affinity was defined to represent the rule that spontaneous changes will ensue only when the change in the Gibbs free energy of the process is negative, meaning that the chemical species have a positive affinity for each other. The differential for G takes on a simple form which displays its dependence on compositional change
(dG)_{T,P} = -mathbb{A}, dxi ,.
If there are a number of chemical reactions going on simultaneously, as is usually the case
(dG)_{T,P} = -sum_kmathbb{A}_k, dxi_k ,.
a set of reaction coordinates { ξj }, avoiding the notion that the amounts of the components ( Ni } can be changed independently. The e
From Wikipedia, the free encyclopedia
Chemical thermodynamics is the study of the interrelation of heat and work with chemical reactions or with physical changes of state within the confines of the laws of thermodynamics. Chemical thermodynamics involves not only laboratory measurements of various thermodynamic properties, but also the application of mathematical methods to the study of chemical questions and the spontaneity of processes.
The structure of chemical thermodynamics is based on the first two laws of thermodynamics. Starting from the first and second laws of thermodynamics, four equations called the "fundamental equations of Gibbs" can be derived. From these four, a multitude of equations, relating the thermodynamic properties of the thermodynamic system can be derived using relatively simple mathematics. This outlines the mathematical framework of chemical thermodynamics.[1]
Contents [hide]
1 History
2 Overview
3 Chemical energy
4 Chemical reactions
4.1 Gibbs function
4.2 Chemical affinity
4.3 Solutions
5 Non equilibrium
5.1 System constraints
6 See also
7 References
8 Further reading
9 External links
History[edit]
J. Willard Gibbs - founder of chemical thermodynamics
In 1865, the German physicist Rudolf Clausius, in his Mechanical Theory of Heat, suggested that the principles of thermochemistry, e.g. the heat evolved in combustion reactions, could be applied to the principles of thermodynamics.[2] Building on the work of Clausius, between the years 1873-76 the American mathematical physicist Willard Gibbs published a series of three papers, the most famous one being the paper On the Equilibrium of Heterogeneous Substances. In these papers, Gibbs showed how the first two laws of thermodynamics could be measured graphically and mathematically to determine both the thermodynamic equilibrium of chemical reactions as well as their tendencies to occur or proceed. Gibbs’ collection of papers provided the first unified body of thermodynamic theorems from the principles developed by others, such as Clausius and Sadi Carnot.
During the early 20th century, two major publications successfully applied the principles developed by Gibbs to chemical processes, and thus established the foundation of the science of chemical thermodynamics. The first was the 1923 textbook Thermodynamics and the Free Energy of Chemical Substances by Gilbert N. Lewis and Merle Randall. This book was responsible for supplanting the chemical affinity for the term free energy in the English-speaking world. The second was the 1933 book Modern Thermodynamics by the methods of Willard Gibbs written by E. A. Guggenheim. In this manner, Lewis, Randall, and Guggenheim are considered as the founders of modern chemical thermodynamics because of the major contribution of these two books in unifying the application of thermodynamics to chemistry.[1]
Overview[edit]
The primary objective of chemical thermodynamics is the establishment of a criterion for the determination of the feasibility or spontaneity of a given transformation.[3] In this manner, chemical thermodynamics is typically used to predict the energy exchanges that occur in the following processes:
Chemical reactions
Phase changes
The formation of solutions
The following state functions are of primary concern in chemical thermodynamics:
Internal energy (U)
Enthalpy (H)
Entropy (S)
Gibbs free energy (G)
Most identities in chemical thermodynamics arise from application of the first and second laws of thermodynamics, particularly the law of conservation of energy, to these state functions.
The 3 laws of thermodynamics:
The energy of the universe is constant.
In any spontaneous process, there is always an increase in entropy of the universe
The entropy of a perfect crystal at 0 Kelvin is zero
Chemical energy[edit]
Main article: Chemical energy
Chemical energy is the potential of a chemical substance to undergo a transformation through a chemical reaction or to transform other chemical substances. Breaking or making of chemical bonds involves energy, which may be either absorbed or evolved from a chemical system.
Energy that can be released (or absorbed) because of a reaction between a set of chemical substances is equal to the difference between the energy content of the products and the reactants. This change in energy is called the change in internal energy of a chemical reaction. Where Delta {U_f^circ}_{mathrm {reactants}} is the internal energy of formation of the reactant molecules that can be calculated from the bond energies of the various chemical bonds of the molecules under consideration and Delta {U_f^circ}_{mathrm {products}} is the internal energy of formation of the product molecules. The internal energy change of a process is equal to the heat change if it is measured under conditions of constant volume, as in a closed rigid container such as a bomb calorimeter. However, under conditions of constant pressure, as in reactions in vessels open to the atmosphere, the measured heat change is not always equal to the internal energy change, because pressure-volume work also releases or absorbs energy. (The heat change at constant pressure is called the enthalpy change; in this case the enthalpy of formation).
Another useful term is the heat of combustion, which is the energy released due to a combustion reaction and often applied in the study of fuels. Food is similar to hydrocarbon fuel and carbohydrate fuels, and when it is oxidized, its caloric content is similar (though not assessed in the same way as a hydrocarbon fuel — see food energy).
In chemical thermodynamics the term used for the chemical potential energy is chemical potential, and for chemical transformation an equation most often used is the Gibbs-Duhem equation.
Chemical reactions[edit]
Main article: Chemical reaction
In most cases of interest in chemical thermodynamics there are internal degrees of freedom and processes, such as chemical reactions and phase transitions, which always create entropy unless they are at equilibrium, or are maintained at a "running equilibrium" through "quasi-static" changes by being coupled to constraining devices, such as pistons or electrodes, to deliver and receive external work. Even for homogeneous "bulk" materials, the free energy functions depend on the composition, as do all the extensive thermodynamic potentials, including the internal energy. If the quantities { Ni }, the number of chemical species, are omitted from the formulae, it is impossible to describe compositional changes.
Gibbs function[edit]
For a "bulk" (unstructured) system they are the last remaining extensive variables. For an unstructured, homogeneous "bulk" system, there are still various extensive compositional variables { Ni } that G depends on, which specify the composition, the amounts of each chemical substance, expressed as the numbers of molecules present or (dividing by Avogadro's number), the numbers of moles
G = G(T,P,{N_i}),.
For the case where only PV work is possible
dG = -SdT + VdP + sum_i mu_i dN_i ,
in which μi is the chemical potential for the i-th component in the system
mu_i = left( frac{partial G}{partial N_i}
ight)_{T,P,N_{j
e i},etc. } ,.
The expression for dG is especially useful at constant T and P, conditions which are easy to achieve experimentally and which approximates the condition in living creatures
(dG)_{T,P} = sum_i mu_i dN_i,.
Chemical affinity[edit]
Main article: Chemical affinity
While this formulation is mathematically defensible, it is not particularly transparent since one does not simply add or remove molecules from a system. There is always a process involved in changing the composition; e.g., a chemical reaction (or many), or movement of molecules from one phase (liquid) to another (gas or solid). We should find a notation which does not seem to imply that the amounts of the components ( Ni } can be changed independently. All real processes obey conservation of mass, and in addition, conservation of the numbers of atoms of each kind. Whatever molecules are transferred to or from should be considered part of the "system".
Consequently we introduce an explicit variable to represent the degree of advancement of a process, a progress variable ξ for the extent of reaction (Prigogine & Defay, p. 18; Prigogine, pp. 4–7; Guggenheim, p. 37.62), and to the use of the partial derivative ∂G/∂ξ (in place of the widely used "ΔG", since the quantity at issue is not a finite change). The result is an understandable expression for the dependence of dG on chemical reactions (or other processes). If there is just one reaction
(dG)_{T,P} = left( frac{partial G}{partial xi}
ight)_{T,P} dxi.,
If we introduce the stoichiometric coefficient for the i-th component in the reaction
u_i = partial N_i / partial xi ,
which tells how many molecules of i are produced or consumed, we obtain an algebraic expression for the partial derivative
left( frac{partial G}{partial xi}
ight)_{T,P} = sum_i mu_i
u_i = -mathbb{A},
where, (De Donder; Progoine & Defay, p. 69; Guggenheim, pp. 37,240), we introduce a concise and historical name for this quantity, the "affinity", symbolized by A, as introduced by Théophile de Donder in 1923. The minus sign comes from the fact the affinity was defined to represent the rule that spontaneous changes will ensue only when the change in the Gibbs free energy of the process is negative, meaning that the chemical species have a positive affinity for each other. The differential for G takes on a simple form which displays its dependence on compositional change
(dG)_{T,P} = -mathbb{A}, dxi ,.
If there are a number of chemical reactions going on simultaneously, as is usually the case
(dG)_{T,P} = -sum_kmathbb{A}_k, dxi_k ,.
a set of reaction coordinates { ξj }, avoiding the notion that the amounts of the components ( Ni } can be changed independently. The e
การแปล กรุณารอสักครู่..
อุณหพลศาสตร์เคมี จากวิกิพีเดีย สารานุกรมเสรี
อุณหพลศาสตร์เคมีคือการศึกษาความสัมพันธ์ของความร้อนและการทำงานกับปฏิกิริยาทางเคมี หรือการเปลี่ยนแปลงทางกายภาพของรัฐภายในขอบเขตของกฎหมายของอุณหพลศาสตร์ . อุณหพลศาสตร์เคมีเกี่ยวข้องกับการไม่เพียง แต่ปฏิบัติการการวัดคุณสมบัติต่าง ๆแต่ยังใช้วิธีการทางคณิตศาสตร์เพื่อศึกษาคำถามสารเคมีและความเป็นธรรมชาติของกระบวนการ .
โครงสร้างเคมีอุณหพลศาสตร์จะขึ้นอยู่กับสองกฎแรกของเหล่านี้ เริ่มจากกฎหมายตัวแรกและตัวที่สองของอุณหพลศาสตร์ สี่สมการที่เรียกว่า " สมการพื้นฐานของ กิบส์ " สามารถมา จากทั้งสี่สมุห์ของสมการมีความสัมพันธ์กับคุณสมบัติของระบบเทอร์โมไดนามิกส์ได้มาใช้คณิตศาสตร์ค่อนข้างง่าย นี้สรุปแนวคิดทางคณิตศาสตร์ของอุณหพลศาสตร์เคมี [ 1 ]
เนื้อหา [ ซ่อน ]
1 ประวัติศาสตร์
2
3
4 ภาพรวมพลังงานเคมีปฏิกิริยาเคมี
4.1 กิ๊บส์ฟังก์ชัน
4.3 4.2 สารเคมีกลุ่มโซลูชั่นระบบ 5.1 ไม่สมดุล
5
6
7 ข้อ จำกัด ที่ยังเห็นอ้างอิง
8 ส่งเสริมการอ่าน
9 การเชื่อมโยงภายนอก
ประวัติศาสตร์ [ แก้ไข ]
เจวิลลาร์ด กิบส์ - ผู้ก่อตั้งของอุณหพลศาสตร์เคมี
ใน 1865 นักฟิสิกส์เยอรมัน รูดอล์ฟ เคลาซิอุส ในทฤษฎีทางกลศาสตร์ของความร้อนพบว่าหลักการของอุณหเคมี เช่นความร้อน มีวิวัฒนาการในปฏิกิริยาการเผาไหม้ที่สามารถประยุกต์หลักการทางอุณหพลศาสตร์ . 2 ] อาคารงานแหน่งของ ,ระหว่างปี 1873-76 นักฟิสิกส์คณิตศาสตร์อเมริกัน วิลลาร์ดกิ๊บส์ตีพิมพ์ชุดสามเอกสาร หนึ่งที่มีชื่อเสียงที่สุด เป็นกระดาษที่สมดุลของข้อมูลชนิด ในเอกสารเหล่านี้กิ๊ป พบว่ากฎหมายแรกของอุณหพลศาสตร์สามารถวัดได้ชัดเจนและทางคณิตศาสตร์เพื่อประเมินอุณหพลศาสตร์สมดุลของปฏิกิริยาทางเคมี ตลอดจนแนวโน้มของพวกเขาที่จะเกิดขึ้น หรือดำเนินการ กิ๊บส์ ' คอลเลกชันของเอกสารให้ร่างกายแบบครบวงจรครั้งแรกของอุณหพลศาสตร์ทฤษฎีบทจากหลักการพัฒนาโดยผู้อื่น เช่น เคลาซิอุสและ ซาดี การ์โนต์ .
ในช่วงต้นศตวรรษที่ 20 , สองสิ่งพิมพ์หลักเรียบร้อยแล้ว ใช้หลักการพัฒนาโดยกิ๊บส์ในกระบวนการทางเคมี และดังนั้นจึง สร้างรากฐานของวิทยาศาสตร์ของอุณหพลศาสตร์เคมี คนแรกคือ 1923 หนังสืออุณหพลศาสตร์และพลังงานอิสระของสารเคมีโดยกิลเบิร์ต ( Lewis และเมอร์แรนดอลหนังสือเล่มนี้เป็นผู้รับผิดชอบสำหรับภารตสารเคมี affinity สำหรับระยะเวลาของพลังงานอิสระในการพูดภาษาอังกฤษโลก อย่างที่สองคือ 1933 หนังสือสมัยใหม่อุณหพลศาสตร์โดยวิธีการของวิลลาร์ด กิบส์ เขียนโดย อ. กุกเกนไฮม์ ในลักษณะนี้ ลูอิส แรนดอลกุกเกนไฮม์และถือว่าเป็นผู้ก่อตั้งของอุณหพลศาสตร์เคมีสมัยใหม่ เพราะผลงานที่สําคัญของหนังสือสองเล่มนี้ในการรวมการประยุกต์อุณหพลศาสตร์เคมี [ 1 ]
ภาพรวม [ แก้ไข ]
วัตถุประสงค์ของอุณหพลศาสตร์เคมี คือ การจัดตั้งเกณฑ์การกำหนดความเป็นไปได้หรือความเป็นธรรมชาติของได้รับการเปลี่ยนแปลง [ 3 ] ในลักษณะนี้อุณหพลศาสตร์เคมีมักจะทำนายพลังงานการแลกเปลี่ยนที่เกิดขึ้นในกระบวนการต่อไปนี้ :
เฟสปฏิกิริยาเคมี การก่อตัวของโซลูชั่น
ต่อไปนี้รัฐหน้าที่มีความกังวลหลักในทางอุณหพลศาสตร์ทางเคมี :
พลังงานภายใน ( U )
เอนทัลปี ( H )
( s ) เอนโทรปีพลังงานเสรีของกิ๊บส์ ( g )
เอกลักษณ์ที่สุดในอุณหพลศาสตร์เคมีที่เกิดขึ้นจากการใช้กฎหมายตัวแรกและตัวที่สองของอุณหพลศาสตร์ โดยเฉพาะกฎของการอนุรักษ์พลังงาน หน้าที่รัฐเหล่านี้
3 กฎของอุณหพลศาสตร์ :
พลังงานของจักรวาลเป็นค่าคงที่ .
ในกระบวนการตามธรรมชาติ มีเสมอการเพิ่มขึ้นของเอนโทรปีของจักรวาล เอนโทรปีของคริสตัลที่สมบูรณ์แบบ
0
เคลวินศูนย์พลังงานเคมี [ แก้ไข ]
บทความหลัก : พลังงานเคมีเป็นพลังงานที่มีศักยภาพของสารเคมีที่จะได้รับการแปลงผ่านปฏิกิริยาทางเคมีหรือการเปลี่ยนสารเคมีอื่น ๆ ทำลายหรือสร้างพันธะทางเคมีที่เกี่ยวข้องกับพลังงาน ซึ่งอาจเป็นได้ทั้งดูด หรือ พัฒนาจากระบบเคมี
พลังงานที่สามารถปล่อยออกมา ( หรือดูด ) เพราะปฏิกิริยาระหว่างชุดของสารเคมีเท่ากับความแตกต่างระหว่างปริมาณพลังงานของผลิตภัณฑ์และสารตั้งต้น . การเปลี่ยนแปลงพลังงานเรียกว่า การเปลี่ยนแปลงพลังงานภายในของปฏิกิริยาทางเคมี ที่ไหน N { u_f
เดลต้า_ circ } } } { { mathrm ตั้งต้นคือการพัฒนาพลังงานภายในของโมเลกุลของสาร ที่สามารถคำนวณได้จากพลังของพันธบัตรต่างๆพันธะเคมีของโมเลกุลภายใต้การพิจารณา และเดลต้า { u_f
circ } { mathrm _ } } เป็น { ผลิตภัณฑ์ภายในการพัฒนาพลังงานของ ผลิตภัณฑ์โมเลกุลการเปลี่ยนแปลงพลังงานของกระบวนการ เท่ากับการเปลี่ยนแปลงความร้อน ถ้ามันเป็นวัดที่อยู่ภายใต้เงื่อนไขของในปริมาณคงที่ ขณะที่ในงวดปิดภาชนะ เช่น ระเบิด แคลอริมิเตอร์ . อย่างไรก็ตาม ภายใต้สภาวะความดันคงที่ เช่น ปฏิกิริยาในภาชนะเปิดสู่บรรยากาศ วัดความร้อนที่เปลี่ยนแปลงอยู่เสมอไม่เท่ากับการเปลี่ยนแปลงพลังงานภายในเพราะว่างานปริมาตรความดันยังออก หรือดูดซับพลังงาน ( ความร้อนเปลี่ยนที่ความดันคงที่ เรียกว่าเปลี่ยน เอนทัลปีในกรณีนี้เอนทัลปีของการพัฒนา ) .
อีกประโยชน์ระยะยาว คือ ความร้อนจากการเผาไหม้ ซึ่งเป็นพลังงานที่ปล่อยออกมาจากการเผาไหม้ปฏิกิริยาและมักจะใช้ในการศึกษาของเชื้อเพลิง อาหารเป็นเหมือนเชื้อเพลิงเชื้อเพลิงไฮโดรคาร์บอนและคาร์โบไฮเดรตและเมื่อมีการออกซิไดซ์เนื้อหาแคลอรี่จะคล้ายกัน ( แต่ไม่ผ่านการประเมินในลักษณะเดียวกันเป็นไฮโดรคาร์บอนเชื้อเพลิง - ดูอาหารพลังงาน )
ในอุณหพลศาสตร์เคมีระยะที่ใช้สารเคมีที่มีศักยภาพพลังงานศักยภาพทางเคมี และเคมีสำหรับการแปลงสมการที่ใช้บ่อยที่สุดคือ กิ๊ป duhem
เคมีสมการ ปฏิกิริยา [ แก้ไข ]
บทความหลัก : ปฏิกิริยาทางเคมีในกรณีส่วนใหญ่ของความสนใจในอุณหพลศาสตร์เคมีมีองศาของเสรีภาพและกระบวนการภายใน เช่น ปฏิกิริยาทางเคมีและการเปลี่ยนเฟส ซึ่งมักจะก่อให้เกิดเอนโทรปี นอกจากที่สมดุลหรือมีการรักษาที่ " วิ่งสมดุล " ผ่าน " quasi-static " การเปลี่ยนแปลงโดยการบังคับพ่วงกับอุปกรณ์ เช่น ลูกสูบ หรือขั้วไฟฟ้าเพื่อส่งและรับทำงานภายนอก แม้เป็นเนื้อเดียวกัน " ขนาดใหญ่ " วัสดุ ฟังก์ชั่นพลังงานขึ้นอยู่กับองค์ประกอบที่ทำทั้งหมดอย่างละเอียด thermodynamic ศักยภาพ รวมทั้งพลังงานภายใน ถ้าปริมาณ { N } , หมายเลขของชนิดสารเคมี จะตัดออกจากสูตร มันเป็นไปไม่ได้ที่จะอธิบายการเปลี่ยนแปลงส่วนประกอบ
กิ๊บส์ฟังก์ชัน [ แก้ไข ]
สำหรับ " กลุ่ม " ( unstructured ) ระบบจะเหลืออย่างละเอียด ตัวแปร เพื่อเข้าเป็นเนื้อเดียวกัน " ขนาดใหญ่ " ระบบยังคงมีตัวแปรต่าง ๆอย่างละเอียดส่วนประกอบ { ผม } g ที่ขึ้นอยู่กับซึ่งระบุส่วนประกอบ ปริมาณของแต่ละสารเคมี แสดงเป็นตัวเลขของโมเลกุลปัจจุบันหรือ ( แบ่งโดยเลขอาโวกาโดร ) ตัวเลขของไฝ
G = G ( T , P , { n_i } ) .
สำหรับกรณีที่ PV ทำงานเป็นไปได้
DG = - N sdt ยัง sum_i mu_i dn_i ,
ที่μผมเป็นสารเคมีที่มีศักยภาพสำหรับ i-th องค์ประกอบในระบบ
mu_i = ซ้าย ( { frac บางส่วน G } { _ บางส่วน n_i } ) { T , P , { i } n_ เจเน่ ฯลฯ } N .
การแสดงออกสำหรับ DG เป็นประโยชน์อย่างยิ่งที่คงที่ T และ Pเงื่อนไขที่ง่ายเพื่อให้บรรลุนี้ และซึ่งมีเงื่อนไขในสิ่งมีชีวิตได้
( DG ) _ { T , P } = sum_i mu_i dn_i .
เคมีจำเพาะ [ แก้ไข ]
บทความหลัก : เคมีในขณะที่การกำหนดนี้เป็นพี่น้องกัน
mathematically defensible มันไม่ค่อยโปร่งใสตั้งแต่หนึ่งไม่ได้ เพียงแค่เพิ่ม หรือลบ โมเลกุล จากระบบต้องมีกระบวนการที่เกี่ยวข้องในการเปลี่ยนแปลงองค์ประกอบ เช่น ปฏิกิริยาทางเคมี ( หรือหลายคน ) หรือการเคลื่อนไหวของโมเลกุลจากระยะหนึ่ง ( ของเหลว ) อื่น ( ก๊าซหรือของแข็ง ) เราควรจะหาโน้ตที่ดูเหมือนจะไม่ได้ แสดงให้เห็นว่า ปริมาณของส่วนประกอบ ( Ni } สามารถเปลี่ยนแปลงได้อย่างอิสระ กระบวนการจริงเชื่อฟังอนุรักษ์มวล และนอกจากนี้การอนุรักษ์จำนวนอะตอมของแต่ละชนิด โมเลกุลจะถูกโอนไปยังหรือจากสิ่งที่ควรเป็นส่วนหนึ่งของ " ระบบ "
ดังนั้นเราแนะนำการเปลี่ยนแปลงที่ชัดเจนของระดับของความก้าวหน้าของกระบวนการ ξตัวแปรความก้าวหน้าในขอบเขตของปฏิกิริยา ( prigogine & defay , หน้า 18 prigogine . , 4 – 7 ; Guggenheim , หน้า 37.62 ) ,และการใช้งานของอนุพันธ์ย่อย∂กรัม / ∂ξ ( ในสถานที่ของการใช้กันอย่างแพร่หลาย " Δ g " เนื่องจากปริมาณที่เป็นปัญหา ไม่ใช่วิธีเปลี่ยน ) ผลที่ได้คือการแสดงออกที่เข้าใจได้ง่ายสำหรับการพึ่งพาของ DG ในปฏิกิริยาทางเคมี ( หรือกระบวนการอื่น ๆ ) ถ้ามันเป็นเพียงหนึ่งในปฏิกิริยา
( DG ) _ { T , P } = ซ้าย ( { frac บางส่วน G } { } N บางส่วน Xi ) _ { T , P } ,
d n Xiถ้าเราแนะนำ stoichiometric สัมประสิทธิ์สำหรับ i-th ส่วนประกอบในปฏิกิริยา
= / nu_i บางส่วน n_i บางส่วน n Xi ,
ซึ่งบอกกี่โมเลกุลของชั้นจะผลิต หรือบริโภคเราได้รับนิพจน์พีชคณิตสำหรับ
( N มาบางส่วน เหลือบางส่วน frac { G } { บางส่วน n Xi } ขวา ) _ { T , P } = sum_i mu_i nu_i = - N mathbb { A } ,
ที่ไหน ( เดอ donder ; progoine & defay , หน้า 69 ; Guggenheim ,. 37240 ) เราแนะนำชื่อที่กระชับและทางปริมาณนี้ " ความสัมพันธ์ " สัญลักษณ์เป็นตามที่แนะนำโดย th é ophile de donder ในปี 1923 . เครื่องหมายลบมาจากข้อเท็จจริง affinity คือนิยามของกฎที่เปลี่ยนแปลงฉับพลัน จะตามมาเมื่อการเปลี่ยนแปลงในเสรีพลังงานของกระบวนการเป็นลบความหมายว่าสารเคมีชนิดมีความสัมพันธ์เชิงบวกต่อกัน แตกต่างกรัมใช้เวลาในรูปแบบง่ายๆที่แสดงการพึ่งพาส่วนประกอบเปลี่ยน
( DG ) _ { T , P } = - N mathbb { } , D 11 .
ถ้าไม่มีหมายเลขของปฏิกิริยาทางเคมีที่เกิดขึ้นพร้อมกันเป็นมักจะเป็นกรณีนี้
( DG ) _ { T , P } = - N mathbb sum_k { } _k , D xi_k .
ชุดของปฏิกิริยาξพิกัด { J } ,หลีกเลี่ยงความคิดที่ปริมาณของส่วนประกอบ ( Ni } สามารถเปลี่ยนแปลงได้อย่างอิสระ อี
การแปล กรุณารอสักครู่..
ภาษาอื่น ๆ
การสนับสนุนเครื่องมือแปลภาษา: กรีก, กันนาดา, กาลิเชียน, คลิงออน, คอร์สิกา, คาซัค, คาตาลัน, คินยารวันดา, คีร์กิซ, คุชราต, จอร์เจีย, จีน, จีนดั้งเดิม, ชวา, ชิเชวา, ซามัว, ซีบัวโน, ซุนดา, ซูลู, ญี่ปุ่น, ดัตช์, ตรวจหาภาษา, ตุรกี, ทมิฬ, ทาจิก, ทาทาร์, นอร์เวย์, บอสเนีย, บัลแกเรีย, บาสก์, ปัญจาป, ฝรั่งเศส, พาชตู, ฟริเชียน, ฟินแลนด์, ฟิลิปปินส์, ภาษาอินโดนีเซี, มองโกเลีย, มัลทีส, มาซีโดเนีย, มาราฐี, มาลากาซี, มาลายาลัม, มาเลย์, ม้ง, ยิดดิช, ยูเครน, รัสเซีย, ละติน, ลักเซมเบิร์ก, ลัตเวีย, ลาว, ลิทัวเนีย, สวาฮิลี, สวีเดน, สิงหล, สินธี, สเปน, สโลวัก, สโลวีเนีย, อังกฤษ, อัมฮาริก, อาร์เซอร์ไบจัน, อาร์เมเนีย, อาหรับ, อิกโบ, อิตาลี, อุยกูร์, อุสเบกิสถาน, อูรดู, ฮังการี, ฮัวซา, ฮาวาย, ฮินดี, ฮีบรู, เกลิกสกอต, เกาหลี, เขมร, เคิร์ด, เช็ก, เซอร์เบียน, เซโซโท, เดนมาร์ก, เตลูกู, เติร์กเมน, เนปาล, เบงกอล, เบลารุส, เปอร์เซีย, เมารี, เมียนมา (พม่า), เยอรมัน, เวลส์, เวียดนาม, เอสเปอแรนโต, เอสโทเนีย, เฮติครีโอล, แอฟริกา, แอลเบเนีย, โคซา, โครเอเชีย, โชนา, โซมาลี, โปรตุเกส, โปแลนด์, โยรูบา, โรมาเนีย, โอเดีย (โอริยา), ไทย, ไอซ์แลนด์, ไอร์แลนด์, การแปลภาษา.
- ราตรีสวัสดิ์
- I understand you said
- คุณไม่ต้องกังวลนะ ฉันจะอยู่ตรงนี้ ไม่ไปไ
- ฉันชอบเธอ ชอบมานานแล้ว ฉันตกหลุมรักเธอตั
- Hang on
- gives it life 4.6 developing – technolog
- วันนี้ฉันตื่นนอนฉันก็ซักสื้อผ้าจากนั้นทำ
- ทริปเล็ก
- -ชนิดของสัตว์ : เป็นสัตว์ครึ่งบกครึ่งน้ำ
- I feel you know island Phi Phi.
- คุณฆ่าฉันไม่ได้หลอก
- inception
- Combat Desertification
- As if
- Future research regarding recognition of
- Promoting of marketing or providing any
- วันนี้คุณไปไหนไหม
- Because of the astounding range of backg
- การผลิตที่จำนวน 15000 ชิ้นจะใช้เวลากี่วั
- ฉันจะนำความรู้ของฉันที่ได้ตั้งใจเรียนมาท
- ร่างเริงแจ่มใส
- what time do you go sleep
- 님들 저 울리지 마셈
- Yes, of course. i have seen 5espisode Su
