ترمودینامیک شیمیایی مطالعه انرژی، تغییرات آن و چگونگی تأثیر این تغییرات بر تعادل سیستم‌های شیمیایی است. این علم بر پایه قوانین بنیادی بنا شده که در ادامه به تفصیل بررسی می‌شوند.
قانون اول ترمودینامیک
قانون اول ترمودینامیک بیان می‌کند که انرژی نه ایجاد می‌شود و نه از بین می‌رود، بلکه تنها از شکلی به شکل دیگر تبدیل می‌شود. این قانون به صورت زیر بیان می‌شود: ΔU = Q – W که در آن:
- ΔU تغییرات انرژی داخلی سیستم است،
- Q گرمای افزوده شده به سیستم،
- W کار انجام‌شده توسط سیستم است.
آنتالپی (H)
آنتالپی خاصیتی ترمودینامیکی است که مقدار کلی انرژی گرمایی یک سیستم را در فشار ثابت مشخص می‌کند. تغییرات آنتالپی برای واکنش‌های شیمیایی به‌صورت زیر بیان می‌شود: ΔH = H(محصولات) – H(واکنش‌دهنده‌ها) واکنش‌های گرماگیر دارای ΔH مثبت و واکنش‌های گرماده دارای ΔH منفی هستند.
قانون دوم ترمودینامیک و آنتروپی (S)
قانون دوم ترمودینامیک بیان می‌کند که در یک سیستم بسته، فرآیندهای خودبه‌خودی باعث افزایش آنتروپی (بی‌نظمی) می‌شوند. آنتروپی با رابطه زیر بیان می‌شود: ΔS = Q / T که در آن T دما بر حسب کلوین است.
انرژی آزاد گیبس (G)
انرژی آزاد گیبس معیاری برای تعیین خودبه‌خودی بودن واکنش‌ها است و با رابطه زیر بیان می‌شود: ΔG = ΔH – TΔS اگر:
- ΔG کوچکتر از ۰ باشد، واکنش خودبه‌خودی است.
- ΔG بزرگ‌تر از ۰ باشد، واکنش غیرخودبه‌خودی است.
- ΔG برابر با ۰ باشد، واکنش در تعادل است.
انرژی آزاد استاندارد و تعادل
انرژی آزاد استاندارد (ΔG°) در شرایط استاندارد (فشار ۱ اتمسفر و دمای ۲۹۸ کلوین) بیانگر تمایل یک واکنش برای پیشرفت است. رابطه بین ΔG° و ثابت تعادل (K) به‌صورت زیر است: ΔG° = – R T ln K که در آن R ثابت گازها و T دما بر حسب کلوین است.
تأثیر دما بر ثابت تعادل
رابطه ونتهوف تأثیر دما بر ثابت تعادل را بیان می‌کند: d(ln K) / dT = ΔH° / (R T²) این رابطه نشان می‌دهد که افزایش دما، بسته به گرماگیر یا گرماده بودن واکنش، مقدار K را تغییر می‌دهد.
نتیجه‌گیری
مبانی ترمودینامیک شیمیایی پایه‌ای مهم در درک رفتار سیستم‌های شیمیایی و پیش‌بینی واکنش‌های خودبه‌خودی است. درک روابط بین انرژی، آنتروپی و تعادل، نقش اساسی در مهندسی شیمی و طراحی فرآیندهای صنعتی دارد.
