21.Зависимость f и g от температуры (уравнения Гиббса-Гельмгольца).

∆G – Энергия Гиббса(T и p – const), ∆F – Энергия Гельмгольца(V и T – const) Две противоположные тенденции процессов - ∆H – изменение энтальпии и ∆S – изменение энтропии - не могут быть критериями самопроизвольного протекания процесса. Для изобарно-изотермических процессов их объединяет функция, называемая Энергией Гиббса: ∆G=∆H−T∆S; ∆G=−A

∆G<0, процесс самопроизвольный ∆G=0, динамическое равновесие

∆G>0, прямой процесс невозможен, возможен только обратный

Энергия Гельмгольца – характеризует предел и направление самопроизвольного течения химической реакции при изохорно-изотермических условиях, которое возможно при соблюдении неравенства deltaF < 0 ∆F=∆U−T∆S

22. Условия самопроизвольного протекания химических реакций.

В химических системах вещества стремятся к минимуму внутренней энергии. Экзотермические реакции протекают самопроизвольно, так как вещества при их окончании достигают своего минимума внутренней энергии. Но также самопроизвольно протекают и эндотермические реакции - это растворение солей. Макросостояние системы тем более вероятно, чем большим числом микросостояний оно может быть описано. Условия самопроизвольного протекания реакций:  1. стремление системы к достижению минимального значения внутренней энергии  2. стремление системы к более вероятному своему состоянию. Но часто происходит столкновение этих двух определяющих факторов, и возникает состояние, называемое химическим равновесием. Функция, которая учитывает оба этих фактора – энергия Гиббса. Самопроизвольно протекают те процессы, энергия Гиббса которых равна отрицательному значению. Если температура мала, то энтальпия равна энергии Гиббса и самопроизвольно протекают экзотермические реакции. Если высокая температура, то отрицательное значение имеет энергия Гиббса и реакции протекают самопроизвольно. Необратимые реакции протекают до полного израсходования одного из реагентов. Обратимые протекают во взаимопротивоположных направлениях. В состоянии химического равновесия система достигает своего минимального значения энергии и энергия Гиббса, как и константа химического равновесия, равна нулю.

23.Изотерма химической реакции. Стандартное изменение свободной энергии.

Для реакции, протекающей в изобарно-изотермическихусловиях, в некотором неравновесном исходном состоянииэнергии Гиббсаилихимические потенциалыреагирующих веществ и продуктов реакции в общем случае не одинаковы, их разность (ΔG_T) может быть рассчитана по уравнению: где— отношение парциальных давлений участников реакции в исходном состоянии в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам; R —универсальная газовая постоянная. Это уравнение называютуравнением изотермы химической реакции. Оно позволяет рассчитать изменение энергии Гиббса при протекании процесса и определить направление протекания реакции: при — реакция идёт в прямом направлении, слева направо; при— реакция достигла равновесного состояния; при— реакция идёт в обратном направлении. константа равновесия может быть рассчитана по уравнению:

24. Константа химического равновесия. Различные способы выражения констант равновесия. Соотношение между константами. Рассмотрим гомогенную химическую реакцию: Реакции протекают до полного исчезновения исходных веществ, а останавливаются при достижении определенного состояния равновесия. Условия химического равновесия: Равновесные давления участников реакции: Согласно закону действующих массконстанта равновесия, выраженная через парциальные давления. Размерность .изменение числа молей при протекании реакции.При написании констант равновесия гетерогенных реакции учитываются парциальные давления только газообразных участников реакций, поскольку давления пара конденсированных фаз малы по сравнению с газообразными компонентами. Пример. константа равновесия, выраженная через концентрации. Кроме того существуют где а-активности, н-мольная доля. Соотношения между константами равновесия: