- •Химическая термодинамика. (Общие закономерности протекания химических процессов)
- •Например:
- •1 Закон термодинамики: изменение внутренней энергии системы равно разности между количеством теплоты, полученной системой извне и количеством работы, произведенной системой над средой.
- •II следствие из закона Гесса
- •Функцию состояния, отвечающую степени беспорядка в системе, назвали энтропией (s).
- •II закон термодинамики утверждает, что в изолированной термодинамической системе самопроизвольно идут такие процессы, в которых энтропия системы возрастает.
II закон термодинамики утверждает, что в изолированной термодинамической системе самопроизвольно идут такие процессы, в которых энтропия системы возрастает.
Отсюда следует, что энтропия газов всегда выше значительно энтропии жидкости, а энтропия жидкостей больше энтропии твердых веществ. Для твердых веществ в аморфном состоянии энтропия выше, чем для кристаллов. При стремлении температуры к абсолютному нулю (-2730С) для идеального кристалла энтропия системы стремится к нулю. Этот постулат сформулировал в 1911г. М.Планк, он ещё называется III законом термодинамики.
В отличии от внутренней энергии и энтальпии, абсолютное значение которых измерить нельзя, постулат Планка позволяет измерить абсолютные значения энтропии для всех веществ.
Э нтропия простых веществ является периодической функцией порядкового номера. S измеряется в Дж/моль∙К. В справочниках приводятся значения энтропии в стандартных условиях. Изменение энтропии в ходе химической реакции можно вычислить по формуле Sx.p=∑Sпрод. р-ции.-∑Sисх. в-в.
зависимость энтропии от температуры
S газ.
жид.
тв.
T
Таким образом выделены 2 тенденции, которые могут указывать на самопроизвольное протекание процессов: это 1) стремление системы к уменьшению внутренней энергии и 2) стремление системы к увеличению энтропии.
Роль этих двух тенденций обобщил американский ученый Гиббс. Он ввел новую функцию состояния – изобарно-изотермический потенциал, который позже назвали свободной энергией Гиббса
G = H – TS , а так как на практике мы имеем дело с изменением функций состояния, то G = H - TS или
H = G + TS = TS – Wp max ,
таким образом энергию Гиббса называют свободной, т.к. её можно превратить в работу, она равна максимальной работе, которую может совершать система при равномерном проведении процесса при Р = const и Т = const. G – это часть теплового эффекта, который можно превратить в работу, а TS – энтропийный фактор, превратить в работу нельзя, т.е. часть теплового эффекта рассеивается в окружающую среду – это связанная энергия.
В любой замкнутой системе при постоянном давлении и температуре возможен только такой самопроизвольный процесс, который ведет к уменьшению энергии Гиббса, т.е. G
самопр. процесса < 0, если G >0, то прямая реакция не может протекать самопроизвольно, G = 0 равновесное состояние, реакция может протекать обратимо.
Изменение энергии Гиббса в химических реакциях можно рассчитать по формуле, аналогичной I следствию из закона Гесса
Gx.p= ∑Gобр. - ∑Gобр.
прод. исх. вещ-в
В том случае, когда энергия Гиббса образования продуктов и исходных веществ неизвестны, значение энергии Гиббса рассчитывают через изменение энтальпии и энтропии системы при определенной температуре. В состоянии равновесия G = 0 и H = TS
Рассмотрим 4 варианта, возможных в различных химических реакциях:
H < 0 и S > 0 – экзотермическая реакция, идущая с увеличением энтропии. Например: С(т) + ½ О2(г) → СО(г)
G = H - ТS – в данном случае при любой температуре G <0 и прямая реакция всегда идет самопроизвольно.
H < 0 и S < 0 – экзотермическая реакция, идущая с уменьшением энтропии. Например: СаО(т) + СО2(г) → СаСО3(т)
G = H - ТS - G < 0 только при Т<Т равновесной. Равновесной называют температуру, при которой система находится в равновесии. ύпр = ύоб и G = 0
Травнов. = H/S
H >0 и S > 0 , т.е. эндотермическая реакция, идущая с увеличением энтропии. G< 0 при Т >Травн., при Т<Травн. самопроизвольно будет протекать обратная р-ция. Например:
t
MgСО3(т) → MgО(т) + СО2(г)
H > 0 и S< 0 - эндотермическая реакция, идущая с уменьшением энтропии. В данном случае при любой температуре G > 0 и реакция не пойдет самопроизвольно, при любой температуре самопроизвольно будет протекать обратная реакция
СО2(г) → С(т) + О2(г)
G
(4)
(2)
(3)
0
Тр. Тр. Т
(1)
Подведем итог.
Возможность вычислить изменение энергии Гиббса в химической реакции позволяет нам, не осуществляя эту реакцию, ответить на следующие вопросы:
Будет ли протекать данная реакция самопроизвольно при заданной температуре?
Как повлияет изменение температуры на возможность протекания реакции?
Чему равна равновесная температура для данной химической реакции?
Устойчиво ли данное вещество в данных условиях?
Какая из 2-х реакций в данных условиях более вероятна?