Большая Советская энциклопедия - термодинамика химическая

раздел физической химии (См. Физическая химия), рассматривающий термодинамические явления в области химии, а также зависимости термодинамических свойств веществ от их состава и агрегатного состояния. Т. х. тесно связана с термохимией (См. Термохимия), учением о равновесии химическом (См. Равновесие химическое) и учением о растворах (См. Растворы) (в частности, электролитов), теорией электродных потенциалов (См. Электродный потенциал), с термодинамикой поверхностных явлений.

Т. х. базируется на общих положениях и выводах термодинамики (См. Термодинамика) и прежде всего — на первом начале термодинамики (См. Первое начало термодинамики) и втором начале термодинамики (См. Второе начало термодинамики). Первое начало и важнейшее его следствие — Гесса закон служат основой термохимии. При термохимических расчётах большую роль играют теплоты образования (См. Теплота образования) веществ, значения которых для каждого из реагентов позволяют легко вычислить Тепловой эффект реакции; для органических веществ подобную роль играют теплоты сгорания (См. Теплота сгорания). Наряду с измерениями тепловых эффектов различных процессов (см. Калориметрия) используются и определение энергии связи (См. Энергия связи) между атомами на основе спектральных данных, и различные приближённые закономерности. Первое начало термодинамики лежит в основе Кирхгофа уравнения (См. Кирхгофа уравнение), выражающего температурную зависимость теплового эффекта химической реакции. Второе начало термодинамики служит основой учения о равновесии, в частности химического. Его применение к изучению химических реакции впервые было дано в работах Дж. Гиббса, А. Л. Потылицына, Г. Гельмгольца, Я. Вант-Гоффа, А. Л. Ле Шателье. В Т. х. второе начало позволяет установить, как изменение внешних условий (например, температуры, давления) влияет на равновесие и, следовательно, какими они должны быть, чтобы рассматриваемый процесс мог совершаться самопроизвольно (то есть без затраты работы извне) в нужном направлении и с оптимальными результатами.

В Т. х. для определения характеристик процесса применяют различные термодинамические функции. Наряду с энтропией (См. Энтропия) S, изменением которой наиболее просто характеризуются процессы в изолированных системах, широко используют Потенциалы термодинамические, позволяющие получить характеристики процессов при различных условиях их проведения. Так как химические реакции обычно происходят при постоянных температуре Т, давлении р или объёме V, то наибольшее практическое значение приобрели две функции:

G = H – TS, (1)

A = U – TS, (2)

где G — Гиббсова энергия, А — Гельмгольцева энергия, Н — Энтальпия и U — Внутренняя энергия. На основе (1) и (2) записываются зависимости:

ΔG = ΔH – TΔS, (3)

ΔA = ΔU – TΔS, (4)

где ΔН и ΔU — соответственно изобарный и изохорный тепловые эффекты реакции. Самопроизвольные процессы, происходящие при условии р, T = const, возможны лишь в направлении уменьшения G; пределом их протекания, то есть условием равновесия, служит достижение минимального значения G. Ход процессов, происходящих при V, Т = const, прослеживается по изменению А. Знак и величина ΔG (ΔА) определяются соотношением между членами уравнения (3) или (4): тепловым эффектом ΔН (ΔU) и так называемым энтропийным фактором TΔS; относительное значение первого возрастает с понижением температуры, для второго — с её повышением.

В Т. х. важна роль химических потенциалов (См. Химический потенциал), так как любой переход вещества из одной фазы в другую (например, при растворении) возможен лишь в направлении их выравнивания. Условием равновесия служат одинаковые значения химического потенциала каждого компонента во всех фазах системы. Из этих условий выводится Фаз правило, являющееся фундаментальным обобщением, описывающим равновесие в любой гетерогенной системе. В Т. х. большое значение имеют различные соотношения, выводимые из общих положений термодинамики. К их числу относятся: Действующих масс закон; уравнение изотермы реакции, характеризующее зависимость ΔG (ΔA) от концентраций (активностей (См. Активность)) и парциальных давлений (фугитивностей (См. Фугитивность)) реагентов и выражающее величину максимальной работы реакции; уравнение изобары (изохоры) реакции, характеризующее влияние температуры на химическое равновесие, и т. д.

Для расчётов равновесий существенное значение имеют так называемые Стандартные состояния веществ. Если все реагенты находятся в этих состояниях, то справедливо соотношение

ΔG⁰ = –RTlnK, (5)

где G⁰ — стандартная гиббсова энергия, R — Газовая постоянная, К — константа равновесия; объединение (3) с (5) даёт соотношение

–RTlnK = ΔH⁰ – TΔS⁰, (6)

позволяющее по стандартным энтропиям и теплотам образования рассчитать разнообразные равновесия (химическое взаимодействие, фазовые равновесия в однои многокомпонентных системах, диссоциация электролитов, в частности комплексных соединений, и т. д.). Для расчёта химических равновесий важно Третье начало термодинамики (см. также Нернста теорема). С его помощью можно найти энтропию вещества в данных условиях на основании результатов калориметрических определений — по температурной зависимости его теплоёмкости (от температур, близких к абсолютному нулю, до данной температуры), по температурам фазовых переходов (См. Температура фазового перехода) и теплотам фазовых переходов (См. Теплота фазового перехода) (в соответствующем интервале температур). Затем по значениям S каждого реагента (Sпрод. и Sисх. — энтальпии продуктов реакции и исходных веществ) легко вычислить ΔS (∑Sпрод. — ΔSисх.) для реакции.

Важное место в Т. х. принадлежит квантовомеханическим расчётам термодинамических свойств и характеристик процессов (например, теплот образования); методами статистической термодинамики можно вычислить значение различных термодинамических функций на основе спектральных данных, связывая последние со структурой молекул (см. Статистическая физика).

Из других направлений Т. х. большая роль принадлежит термодинамике растворов. Хотя общая теория растворов не разработана, однако введение понятия активности существенно облегчило использование термодинамических уравнений (при наличии соответствующих экспериментальных данных).

Выводы и методы Т. х., связанные с термохимией, учением о химическом равновесии, свойствами растворов и т. д., широко используются и в смежных отраслях знаний (физика, теплоэнергетика, геология, геохимия, биология и др.), и при решении проблем прикладного характера (химическая, нефтехимическая, металлургическая, топливная и др. отрасли промышленности), способствуя теоретическому обоснованию и практическому осуществлению проектируемых, вновь вводимых и интенсификации ранее осуществленных процессов.

С середины 20 в. получили развитие термодинамика неравновесных процессов и термодинамика высокотемпературных химических реакций.

Лит.: Курс физической химии, 2 изд., М., 1969; Еремин Е. Н., Основы химической термодинамики, М., 1974; Карапетьянц М. Х,, Химическая термодинамика, 3 изд., М., 1975; Пригожин И., Дефэ и Р., Химическая термодинамика, пер. с англ., Новосиб., 1966; Glasstone S., Thermodynamics for chemists, N, Y., 1947; Aston J., Fritz J., Thermodynamics and Statistical Thermodynamics, N. Y.—L., 1939; Lewis G., Randall М., Thermodynamics, 2 ed., N. Y. — L. — Toronto, 1961. см. также лит. при ст. Термодинамика.

М. Х. Карапетьянц.

Большая советская энциклопедия. — М.: Советская энциклопедия

1969—1978