Стандарт мужууд. Стандарт нөхцөл Стандарт нөхцөл

Стандарт хазайлт Одоо бид А хөрөнгийн эрсдэлийг тооцоход бэлэн боллоо. Үүнийг хийхийн тулд стандарт хазайлтыг тооцдог бөгөөд энэ нь олон тооны тооны тархалтын хэмжүүр болдог. Тооцооллыг гараар хийж болно, гэхдээ энэ нь хэтэрхий уйтгартай юм. Тэдгээрийг ихэвчлэн ашиглан үйлдвэрлэдэг

Стандарт хазайлт

Жишээ: Стандарт гаралт руу олон файл хуулах

Жишээ: Стандарт гаралтын программ 2.3 руу олон файлыг хуулах нь стандарт оролт/гаралтын төхөөрөмжүүдийн хэрэглээг харуулахаас гадна алдааны хяналтыг хэрхэн сайжруулах, хэрэглэгчийн туршлагыг сайжруулах талаар харуулдаг. Энэ

5.26. Вариаци ба стандарт хазайлт

5.26. Вариац ба стандарт хазайлт Вариац нь олонлогоос утгуудын "тархалтын" хэмжүүр юм. (Бид энд нэг талыг барьсан ба шударга бус үнэлгээг ялгахгүй.) Ихэвчлэн ?-ээр тэмдэглэсэн стандарт хазайлт нь дисперсийн квадрат язгууртай тэнцүү байна.Өгөгдөл = (1)

Хаана
- стандарт даралт дахь молийн Гиббс чөлөөт энерги, Ж/моль; - үед бодис үүсэх энтальпи ТЭнгийн химийн элементүүдээс =0 К:

төлөвийн функц бөгөөд зөвхөн температураас хамаарна.

(-ын деривативыг авч үзье. ) температураар х=const:

(2)

(2) тэгшитгэлд Гиббсийн энергийн дериватив нь температуртай тэнцүү байна

, (3)

болон хэмжээ тодорхойлолтоор тэнцүү

(4)

(3) ба (4)-ийг (2)-д орлуулснаар бид олж авна

(5)

(6)

Температурын хувьд бууруулсан Гиббсын энергийн эхний дериватив нь илүүдэл энтальпийг өгдөг. Практик асуудлын хувьд температурын логарифмтай холбоотой деривативыг авах нь илүү тохиромжтой. дТ=Td ln Т. Тэгвэл бидэнд байна

(7)

(6) илэрхийллийг хэлбэрээр бичье
(8)

-ийн хоёр дахь дериватив температураар r=const нь дулааны багтаамжийг өгдөг

=
(9)

эсвэл
(10)

(6), (7), (9) ба (10) хамаарлууд (
)/ТТэгээд нь бие даасан бодисын термодинамик шинж чанарын ойролцоо температурыг олж авахад хэрэглэгддэг. Стандарт даралт дахь молийн энтропи нь мөн Гиббсын бууруулсан энергиээр илэрхийлэгдэнэ.

(11)

Лавлагаа зохиол дахь бие даасан бодисын термодинамик шинж чанарыг илэрхийлэх

V.P-ийн засварласан лавлах номонд. Стандарт төлөвт байгаа бие даасан бодис бүрийн 1 моль хувьд температураас хамааран утгын хүснэгтийг мужид өгсөн болно. т 0 100К-аас 6000K хүртэл:

- изобарын дулааны багтаамж, Ж/молК;

- Гиббсын энерги буурсан, Ж/молК;

- энтропи, Ж/молК;

- илүүдэл энтальпи, кЖ / моль;

, энд K 0 нь тухайн бодисын химийн задралын тэнцвэрийн тогтмол юм INхийн атом болгон, хэмжээсгүй хэмжигдэхүүн. Бодисын задралын томъёо:
, Хаана - атомын тоо бодисын молекулд IN.

Жишээ нь:
.

Өгөгдсөн утгууд нь:

- T 0 = 0 К, кЖ/моль үед В бодисыг хийн атом болгон задлах урвалын дулааны нөлөө;

- цэвэр химийн элементүүдээс бодис үүсэх энтальпи (үүсэлтийн дулааны нөлөө) T 0 = 0 К, кЖ/моль;

- T 0 = 298.15 К, кЖ / моль дахь бодис үүсэх энтальпи;

M - харьцангуй молекул жин, хэмжээсгүй хэмжигдэхүүн;

- бодисын изотопын бүтцээс хамаарах, химийн урвалын явцад өөрчлөгддөггүй бодисын энтропийн цөмийн бүрэлдэхүүн хэсэг, Дж/молК. Хэмжээ лавлах номонд нөлөөлөхгүй, практик функцийг харгалзахгүйгээр өгдөг .

Лавлагаа номонд Гиббсын энергийн бууралтын ойролцоо тооцоог өгдөг бие даасан бодис бүрийн хувьд олон гишүүнт хэлбэрээр температураас хамаарна.

Ойролцоо (Т) температураас хамааран олон гишүүнт хэлбэрээр илэрхийлэгдэнэ:

Хаана x = Т·10 -4 К; φ , φ n (n=-2, -1, 0, 1, 2, 3) – температурын хязгаарын ойролцоо коэффициентууд Тмин  Т Тхамгийн их ,( Тмин = 500K, Тхамгийн их = 6000K).

Ойролцоо коэффициентийг ашиглах φ , φ nТа бодисын илүүдэл энтальпи ба дулааны багтаамжийг тооцоолж болно.

түүнчлэн молийн энтропи:
Температурт химийн урвалд ордог системийн бие даасан бодисын бүх термодинамик шинж чанарыг бүрэн тодорхойлох Тсонгохдоо компьютерийн тооцоонд зориулж Т 0 =298.15K та дараах утгыг оруулах ёстой.

тэдгээр. зөвхөн 13 параметр байдаг бөгөөд энд .

Сонгохдоо Т 0 = 0К магнитуд
Тэгээд
жагсаалтаас хасах ёстой. Дараа нь 11 параметр үлдэх болно:
(7 коэффициент)



. Тиймээс пуужин ба нисэх онгоцны хөдөлгүүрийн термодинамик тооцоонд энтальпийн жишиг температурыг сонгох нь зүйтэй. Т 0 =0К.

Янз бүрийн урвалын дулааны нөлөөг харьцуулахын тулд эдгээр урвал явагдах нөхцлийг стандартчилах шаардлагатай (эхлэх материалыг стехиометрийн харьцаагаар авдаг). Бодис бүрийн төлөвийг стандарт төлөв байдлаар бүтээдэг. Энэ нь P0 = 101 кПа = 1 атм үед бодис илүү тогтвортой байдаг физик төлөв юм. ба T=298K=25˚С.

Урвалын дулааны нөлөө нь стандарт нөхцөлд явагддаг.

Термохимийн тэгшитгэл -Эдгээр нь химийн урвалын тэгшитгэлүүд бөгөөд үүнд оролцож буй урвалын томъёоны хажууд хаалтанд байгаа тэмдэг нь бодисын төлөв байдлыг (хатуу - (s), талст - (j), шингэн - (g), хийн - () илэрхийлдэг. g), уусмал - (p)) ба тэгшитгэлийн дараа стандарт нөхцөлд дулааны эффектийн утгыг цэг таслалаар заана.

Энэ урвалын үед энгийн бодисуудаас нийлмэл бодис үүсдэг.

Бодис үүсэх стандарт дулаан () нь стандарт төлөвт байгаа энгийн бодисуудаас 1 моль бодис үүсэх дулааны нөлөө юм.

Энгийн бодис үүсэх стандарт дулааныг тэг гэж үздэг. Нарийн төвөгтэй бодис үүсэх стандарт дулааныг лавлагааны хүснэгтэд үзүүлэв.

Термохимийн хуулиуд ба тэдгээрт үндэслэсэн тооцоо:

1. Хессийн хууль.

Хэд хэдэн үе шатанд явагдах урвалын дулааны нөлөө нь бие даасан үе шатуудын дулааны нөлөөллийн нийлбэртэй тэнцүү байна.

Бал чулууны исэлдэлт.

Хессийн хуулийн үр дүн:

Өөрөөр хэлбэл, үйл явцын дулааны нөлөө нь зөвхөн эхлэлийн материал, урвалын бүтээгдэхүүний төрлөөс хамаардаг боловч шилжилтийн замаас хамаардаггүй.

Урвалын дулааны нөлөө нь урвалын бүтээгдэхүүн ба эхлэл материалын үүсэх дулааны нийлбэрийн зөрүүтэй тэнцүү байна. Урвалд оролцогчдын үүсэх дулааныг урвалын тэгшитгэлийн коэффициентийг харгалзан дараах илэрхийллээр тооцоолно. Сүүлчийн илэрхийлэл нь стандарт нөхцөлд явагдах химийн урвалын дулааны нөлөөллийг тооцоолоход хэрэглэгддэг бөгөөд энэ нь урвалын оролцогчдын үүсэх стандарт дулаан дээр суурилсан лавлагаа өгөгдлийг ашиглана.

2. Лавуазье-Лапласын хууль.

Бодисын үүсэх дулаан нь эсрэг тэмдэгтэй бодисын задралын дулаантай тоогоор тэнцүү байна.

Химийн урвалын чиглэл.

Химийн урвал бүр буцах боломжтой, өөрөөр хэлбэл. урагш болон урвуу чиглэлд урсаж болно. Тиймээс урвалын хольц нь үргэлж эхлэлийн материал болон урвалын бүтээгдэхүүнийг хоёуланг нь агуулдаг. Гэхдээ харьцаа нь урвалд орж буй бодисууд байгаа нөхцлөөс хамаарна. Бүх урвалууд буцах боломжтой боловч тодорхой нөхцөлд тэд тодорхой чиглэлд явж болно.

Термодинамик нь өгөгдсөн нөхцөлд (t=const ба P=const үед) өгөгдсөн урвалын чиглэлийг тодорхойлох боломжийг олгодог. Системийн чөлөөт энергийн бууралттай холбоотой процессууд аяндаа явагддаг. Үүний үндсэн дээр системийн чөлөөт энерги буурах урвалууд аяндаа үүсч болно. Экзотермик урвалын үед дулааны агууламж буурч, ийм урвал аяндаа явагдах ёстой (), гэхдээ энэ шалгуур нь цорын ганц биш юм. Чөлөөт энергийн өөрчлөлтийг бас нэг термодинамик функц болох энтропийн утгаар тодорхойлно. Бид экзотермик боловч аяндаа үүсдэггүй урвалын жишээг өгч болно.

Тиймээс Бертелот-Томсоны зарчим бүх урвалд хамаарахгүй. Үүнийг чөлөөт системийн өөрчлөлт нь зөвхөн дулааны агууламж өөрчлөгдөхөөс гадна энтропийн өөрчлөлттэй холбоотой гэж тайлбарладаг.

Дотоод энергийг өөрчлөхгүйгээр, дулааны агууламжийг өөрчлөхгүйгээр процессууд явагдаж болно.

Энтропи (S, J/K) нь термохимийн функц, системийн эмх замбараагүй байдлын хэмжүүр, системийн төлөв байдлын магадлалын функц юм. Тиймээс энтропи нэмэгдэж, өөрөөр хэлбэл эмх замбараагүй байдал нэмэгддэг процессууд аяндаа явагддаг. Урвуу үйл явц нь эрчим хүч шаарддаг.

Хоосон эсвэл вакуум руу хий тэлэх, холих процессууд аяндаа явагддаг.

Аяндаа үүсэх шалгуур

үйл явцын ахиц дэвшил.
Бодисын стандарт энтропи ((V), Ж/моль*К) нь химийн урвалын энтропийг харьцуулж тодорхойлох зорилготой. Стандарт нөхцөлд та аливаа бодисын 1 моль энтропийг тооцоолж болно. Энтропийн хувьд Гессийн хуулийн үр дагавар ажиглагдаж байна.

Химийн урвалын үед стандарт нөхцөлд энтропийн өөрчлөлт.

Энтропийн өөрчлөлт нь системийн анхны төлөвөөс эцсийн төлөв рүү шилжих аргаас хамаарахгүй бөгөөд зөвхөн урвалд орж буй бодисын эхний ба эцсийн төлөвөөр тодорхойлогддог. Хэрэв , дараа нь урвал аяндаа гарч байгаа нөхцөлд .

Бодисын энтропи нь түүний физик төлөв байдлаас хамаардаг бөгөөд талстаас шингэн ба хий рүү шилжих үед энтропи нэмэгддэг. Энтропи нь температуртай пропорциональ байна.

Системийн изобарик-изотерм потенциал нь тогтмол даралт ба температурт системийн чөлөөт энергийн утгыг стандарт нөхцөлд G 0 гэж тэмдэглэнэ. Химийн урвалын үед изобарик-дулааны потенциал өөрчлөгддөг.

Тэнцвэрийн төлөв байдал, өөрөөр хэлбэл шууд ба урвуу үйл явц нь ижил хурдаар явагддаг бөгөөд хоёр чиглэл нь ижил магадлалтай байдаг. Өгөгдсөн температур, даралтанд аяндаа үүсэх боломжтой үед урвуу урвал явагдах боломжгүй.

Стандарт термодинамик төлөвийг бүх хийн дэгдэмхий байдлын нийтлэг жишиг болгон нэвтрүүлсэн.

Бүх хийн шинж чанарууд өөр өөр байдаг тул бодит нөхцөлд f=f(P) муруй дээр нийтлэг цэгүүд байж болохгүй. Иймээс бүх хийн нийтлэг төлөв нь зөвхөн төсөөлөлтэй байж болно.

Янз бүрийн хийн бүх шинж чанарууд нь (төсөөлөв!) идеал хий болж хувирвал давхцах нь хамгийн тохиромжтой.

Түүхээс харахад олон арван жилийн турш ашигласан даралтын нэгж байсан уур амьсгал(атм.) , 1 атм нь 1.01325×10 5 Па-тай тэнцүү. Стандарт төлөвт хий нь яг ийм даралттай байх ёстой гэдгийг ойлгоход хялбар байдаг.

Хэдийгээр дараагийн жилүүдэд нэгжийн систем өөрчлөгдсөн ч стандарт төлөвт байгаа идеал хийн даралт ижил хэвээр байв, i.e. 1 атмтай тэнцүү.

Хийн стандарт термодинамик төлөвийн тодорхойлолт нь:

Өгөгдсөн температур дахь хийн стандарт термодинамик төлөв нь 1.01325 × 10 5 Па даралттай идеал хий хэлбэрийн төсөөллийн төлөв юм..

Хийн дэгдэмхий чанар f-д тохирсон стандарт төлөвөөс өгөгдсөн төлөв рүү шилжих үйл явцыг авч үзье.

Бид дараахь зайлшгүй нөхцлийг дагаж мөрдөх болно.

Стандарт төлөвт хамаарах эсвэл түүнээс хэмжигдэх бүх хэмжигдэхүүнийг тодорхойлж буй хэмжигдэхүүний баруун дээд талд байрлуулсан o тэмдгээр тэмдэглэнэ..

Ийм учраас стандарт төлөвт үүнтэй тэнцүү даралт ба хэлбэлзлийг дараах байдлаар тэмдэглэнэ: f o = P o =1.01325×10 5 Па.

Стандарт төлөвөөс өгөгдсөн хийн төлөвт шилжих эхний үе шат нь хийн өргөтгөл юм. Стандарт төлөвт энэ нь хамгийн тохиромжтой хийн шинж чанартай байдаг тул түүний тэлэлт (бид изотерм функцийн тухай ярьж байгааг мартаж болохгүй) идеал хийн изотермын дагуу маш бага даралт P* эсвэл тогтворгүй байдал f* хүртэл явагдах ёстой. . Энэ үе шатанд Гиббсын энергийн өөрчлөлт нь тэнцүү байна

Маш бага даралттай үед жинхэнэ хийн шинж чанар нь хамгийн тохиромжтой хийн шинж чанартай давхцдаг. Иймээс эдгээр нөхцөлд идеал хийн изотерм болон бодит хийн изотермуудын хооронд ялгаа байхгүй. Үүнтэй холбоотойгоор хамгийн тохиромжтой хийн изотермээс бодит хийн изотерм руу шилжих нь системд ямар ч өөрчлөлт гарахгүй. Үүний үр дүнд үйл явцын хоёр дахь үе шатанд Гиббсын энергийн өөрчлөлт тэгтэй тэнцүү байх болно.

Гурав дахь шат нь бодит хийн изотермын дагуу f* тогтворгүй байдлаас өгөгдсөн f төлөвт хэлбэлзэл рүү шахах явдал юм. Энэ үе шатанд Гиббсын энергийн өөрчлөлт нь тэнцүү байна

Бүх үе шатуудын үр дүнд Гиббсийн энергийн нийт өөрчлөлт нь тэнцүү байна

Термодинамик бол энерги ялгарах, шингээх, хувиргах үйл явцын ерөнхий зүй тогтлыг судалдаг шинжлэх ухаан юм. Химийн термодинамик нь химийн энерги болон түүний бусад хэлбэрүүд - дулаан, гэрэл, цахилгаан гэх мэт харилцан өөрчлөлтийг судалж, эдгээр шилжилтийн тоон хуулиудыг тогтоож, өгөгдсөн нөхцөлд бодисын тогтвортой байдал, тэдгээрийн орох чадварыг урьдчилан таамаглах боломжийг олгодог. тодорхой химийн урвалд ордог. Термодинамикийн авч үзэх объектыг термодинамик систем эсвэл зүгээр л систем гэж нэрлэдэг.

Систем– олон тооны молекул (бүтцийн нэгж) -ээс бүрдэх, бусад байгалийн объектуудаас бодит буюу төсөөллийн хилийн гадаргуугаар (интерфэйс) тусгаарлагдсан аливаа байгалийн объект.

Системийн төлөв нь системийг термодинамикийн үүднээс тодорхойлох боломжийг олгодог системийн шинж чанаруудын багц юм.

Термодинамик системийн төрлүүд:

I. Байгаль орчинтой бодис, энергийн солилцооны шинж чанараар:

1. Тусгаарлагдсан систем - хүрээлэн буй орчинтой бодис, энерги солилцдоггүй (Δm = 0; ΔE = 0) - термос.

2. Хаалттай систем - хүрээлэн буй орчинтой бодис солилцдоггүй, харин энерги солилцож чаддаг (урвалж бүхий хаалттай колбо).

3. Нээлттэй систем - хүрээлэн буй орчинтой бодис, энерги хоёулаа (хүний ​​бие) солилцох боломжтой.

II. Нэгтгэлийн төлөвөөр:

1. Нэг төрлийн - системийн нэг хэсгээс нөгөөд шилжих үед физик, химийн шинж чанарт огцом өөрчлөлт байхгүй (нэг үе шатаас бүрдэнэ).

2. Гетероген - нэг төрлийн хоёр ба түүнээс дээш нэгэн төрлийн систем (хоёр ба түүнээс дээш үе шатаас бүрдэнэ).

Үе шат- энэ нь системийн нэг хэсэг бөгөөд бүтэц, шинж чанараараа бүх цэгүүдэд нэгэн төрлийн бөгөөд системийн бусад хэсгүүдээс интерфейсээр тусгаарлагдсан байдаг. Нэг төрлийн системийн жишээ бол усан уусмал юм. Гэхдээ хэрэв уусмал нь ханасан, савны ёроолд давсны талстууд байгаа бол авч үзэж буй систем нь нэг төрлийн бус байна (фазын хил байдаг). Нэг төрлийн системийн өөр нэг жишээ бол энгийн ус боловч дотор нь хөвж буй мөстэй ус нь гетероген систем юм.

Фазын шилжилт- фазын өөрчлөлтүүд (мөс хайлах, ус буцалгах).

Термодинамик процесс- термодинамик системийн нэг төлөвөөс нөгөөд шилжих шилжилт нь системийн тэнцвэргүй байдалтай үргэлж холбоотой байдаг.

Термодинамик процессын ангилал:

7. Изотерм - тогтмол температур – T = const

8. Изобарик - тогтмол даралт – p = const

9. Isochoric - тогтмол эзэлхүүн – V = const

Стандарт нөхцөлхарьцуулах стандарт болгон нөхцөлт сонгосон системийн төлөв байдал юм.

Учир нь хийн үе шат- энэ нь 100 кПа стандарт даралтын дор (1982 он хүртэл - 1 стандарт атмосфер, 101,325 Па, 760 мм м.у.б) хийн фаз дахь химийн цэвэр бодисын төлөв байдал бөгөөд энэ нь хамгийн тохиромжтой хийн шинж чанарыг илтгэнэ.

Учир нь цэвэр үе шат, шингэн эсвэл хатуу дүүргэгч төлөвт байгаа хольц эсвэл уусгагч нь стандарт даралт дор шингэн эсвэл хатуу фаз дахь химийн цэвэр бодисын төлөвийг хэлнэ.

Учир нь шийдэл- энэ нь уусмалыг тодорхойгүй хугацаагаар шингэлэх нөхцлөөс хамааран стандарт даралт эсвэл стандарт концентрацийн дор 1 моль/кг стандарт мольтай ууссан бодисын төлөв байдал юм.

Учир нь химийн цэвэр бодис- энэ нь тодорхой тодорхойлогдсон, гэхдээ дур зоргоороо, стандарт даралтын дор тодорхой тодорхойлогдсон нэгтгэх төлөвт байгаа бодис юм.

Стандарт төлөвийг тодорхойлохдоо стандарт температурыг оруулаагүй болно, Хэдийгээр тэд ихэвчлэн 25 ° C (298.15 K) байдаг стандарт температурын талаар ярьдаг.

Термодинамикийн үндсэн ойлголтууд: дотоод энерги, ажил, дулаан

Дотоод энерги U- нийт энергийн нөөц, үүнд молекулын хөдөлгөөн, бондын чичиргээ, электрон, цөм гэх мэт хөдөлгөөн орно. бүх төрлийн эрчим хүч кинетик ба потенциал энергиэс бусадсистемүүд бүхэлдээ.

Аливаа системийн дотоод энергийн утгыг тодорхойлох боломжгүй боловч системийг нэг төлөвөөс (U 1 энергитэй) нөгөөд шилжүүлэх явцад тодорхой процесст үүсэх дотоод энергийн өөрчлөлтийг ΔU тодорхойлох боломжтой. (U 2 энергитэй):

ΔU нь тухайн бодисын төрөл, тоо хэмжээ, түүний оршин тогтнох нөхцлөөс хамаарна.

Урвалын бүтээгдэхүүний нийт дотоод энерги нь эхлэлийн бодисын нийт дотоод энергиээс ялгаатай байдаг, учир нь Урвалын явцад харилцан үйлчлэлцдэг молекулуудын атомуудын электрон бүрхүүлийн бүтцийн өөрчлөлт явагдана.

Эрчим хүчийг нэг системээс нөгөөд эсвэл системийн нэг хэсгээс нөгөөд дулаан хэлбэрээр эсвэл ажлын хэлбэрээр шилжүүлж болно.

Дулаан (Q)– бөөмсийн эмх замбараагүй, эмх замбараагүй хөдөлгөөнөөр энерги дамжуулах хэлбэр.

Ажил (A)- аливаа хүчний нөлөөн дор бөөмсийн дараалсан хөдөлгөөнөөр энерги дамжуулах хэлбэр.

Ажил, дулаан, дотоод энергийн СИ-ийн хэмжүүр нь жоуль (J) юм. 1 жоуль нь 1 м-ийн зайд 1 Ньютоны хүчээр гүйцэтгэсэн ажил (1 J = 1 N × м = 1 кг × м 2 / с 2). Хуучин химийн уран зохиолд калори (кал) нь дулаан, эрчим хүчний өргөн хэрэглэгддэг нэгж байсан. 1 калори гэдэг нь 1 г усыг 1 хэмээр халаахад шаардагдах дулааны хэмжээ юм. 1 Кал = 4.184 Ж≈4.2 Ж. Химийн урвалын дулааныг киложоуль буюу килокалориор илэрхийлэх нь илүү тохиромжтой: 1 кЖ = 1000 Дж, 1 ккал = 1000 калори.