![](/user_photo/2706_HbeT2.jpg)
- •Е.И.Шаврак, в.М. Сапельников, м.Р.Татевосова
- •Общие методические указания
- •1. Основные понятия и законы химии
- •Задачи к главе 1
- •2. Состав и строение атома. Химическая связь.
- •2.1 Состав атома
- •2.2. Строение электронных оболочек
- •Пример 3.Какие значения квантовых чисел n, l, ml, ms имеют валентные электроны атома ? Напишите электронную формулу элемента.
- •2.3. Геометрические и энергетические характеристики атомов
- •2.4. Химическая связь.
- •Задачи к главе 2
- •3. Химическая термодинамика
- •3.1. Термохимия
- •3.2. Химическое сродство
- •Задачи к главе 3
- •4. Химическая кинетика и равновесие
- •4.1. Химическая кинетика
- •4.2. Химическое равновесие
- •Задачи к главе 4
- •5. Растворы. Способы выражения состава
- •Задачи к главе 5
- •6. Свойства растворов неэлектролитов
- •Задачи к главе 6
- •7. Свойства растворов электролитов
- •7.1. Электролитическая диссоциация
- •7.2. Произведение растворимости
- •Задачи к главе 7
- •8. Ионное произведение воды. Водородный показатель.
- •Задачи к главе 8
- •9. Ионообменные реакции. Гидролиз солей
- •Задачи к главе 9
- •10. Комплексные соединения
- •Задачи к главе 10
- •11. Окислительно-восстановительные реакции
- •Задачи к главе 11
- •12. Электрохимические явления
- •12.1. Гальванический элемент
- •12.2. Электролиз
- •Задачи к главе 12
- •2 Уровень
- •Приложения
- •Относительная электроотрицательность элементов
- •Термодинамические свойства простых веществ и соединений
- •Произведения растворимости труднорастворимых веществ
- •Термодинамические свойства ионов в водных растворах
- •Стандартные электродные потенциалы в водных растворах
- •Названия некоторых кислот и их кислотных остатков
3.2. Химическое сродство
Чтобы понимать химические процессы и
управлять ими, необходимо знать ответ
на вопрос: каковы движущие силы и критерии
самопроизвольных химических процессов.
Одной из движущих сил химической реакции
является уменьшение энтальпии системы,
т. е. экзотермический тепловой эффект
реакции. Как показывает опыт, большинство
экзотермических (Н<0)
реакций протекают самопроизвольно. Но
кроме энтальпийного фактора имеется
другая движущая сила самопроизвольного
процесса. Это стремление системы к
переходу от более упорядоченного
состояния к менее упорядоченному. Мерой
неупорядоченности состояния системы
служит термодинамическая функция,
получившая название энтропии. Состояние
системы можно характеризовать
микросостояниями составляющих ее
частиц. Число микросостояний системы
называется термодинамической вероятностью
системы W. Величина, равная RlnW=S,
называется энтропией системы, отнесенной
к одному молю вещества. Как и молярная
постоянная R, энтропия имеет единицу
измеренияДж/(мольК).
Энтропия вещества в стандартном состоянии
называется стандартной энтропией
.
Т.к. энтропия является функцией состояния системы, то для вычислений изменения стандартной энтропии химической реакции Sх.рприменяют следствие из закона Гесса (с учетом стехиометрических коэффициентов):
.
Таким образом, в химических процессах проявляются две тенденции: а) стремление к образованию прочных связей между частицами, к возникновению более сложных веществ, сопровождающееся понижением энергии системы (энтальпийный фактор); б) стремление к разъединению частиц, к беспорядку, характеризуемое возрастанием энтропии (энтропийный фактор).
Для изохорно-изотермических процессов возможность самопроизвольного протекания определяется через объединяющий эти два фактора изохорно-изотермический потенциал или энергию Гельмгольца:
,
изменение этой величины ΔF равно
.
В системах, находящихся при постоянной температуре, самопроизвольно могут протекать только те процессы, которые сопровождаются уменьшением величины F при постоянном объеме.
Для изобарно-изотермических процессов энтальпийный и энтропийный факторы объединены функцией, называемой свободной энергией Гиббса или химическим сродствомG.Ее рассчитывают как равнодействующую вышеупомянутых факторов реакции:
Н→min
S→max
Упорядоченное
состояние
Термодинамиче-ская
система
Неупорядоченное
состояние
Энтальпийный
фактор
Энтропийный
фактор
Свободная энергия Гиббса связана с энтальпией и энтропией следующим соотношением:
.
Изменение свободной энергии Гиббса ΔG является движущей силой реакции (разностью химических потенциалов) подобно ЭДС в электрических процессах (ΔЕ) или перепаду давлений в гидравлических процессах (ΔР):
и может быть рассчитано по следствию из закона Гесса:
В системах, находящихся при постоянной температуре, самопроизвольно могут протекать только те процессы, которые сопровождаются уменьшением величины G при постоянном давлении.
Найдя величину ΔG0х.р, можно вычислить константу химического равновесия реакции Kp, являющуюся количественной характеристикой положения равновесия (предел протекания реакции):
ΔG = -RTlnKp.
Для окислительно-восстановительных реакций (в том числе и лежащих в основе работы гальванических элементов) через свободную энергию Гиббса можно определить разность окислительно-восстановительных потенциалов или ЭДС элемента (ΔЕ):
ΔG = -nFΔЕ,
где n – число принятых или отданных электронов в окислительно-восстановительном процессе; F – число Фарадея, F= 96483 Кл/моль; ΔЕ –разность окислительно-восстановительных потенциалов или ЭДС элемента, В.
Пример 2. Может ли реакцияI2(K) +H2S (Г)=2HI(Г)+S(K)при стандартных условиях протекать самопроизвольно в прямом направлении. Как скажется повышение температуры на направлении протекания этой реакции?
Решение.Выпишем значениядля
веществ, участвующих в реакции (прил.
3):
;
,
тогда
.
Положительный знак
означает,
что эта реакция при Т=298 К и р=101,325 кПа
самопроизвольно протекать не может. В
этой реакции число молей веществ в
газообразном состоянии возрастает,
т.е. в уравнении
член ТS-отрицателен.
Следовательно, с повышением температуры
значение
будет уменьшаться. Это означает, что
повышение температуры будет
благоприятствовать протеканию реакции
в прямом направлении.