Расчет g0 в химических реакциях

1. Стандартная свободная энергия образования (_G⁰) вещества – изменение свободной энергии реакции образования этого соединения из элементов при стандартных условиях.

_G⁰ реакции = _G⁰ продукты реакции – _G⁰ исх.в–ва (44)

где _G⁰ продукты реакции – стандартная свободная энергия образования продуктов реакции; _G⁰ исходные вещества – стандартная свободная энергия образования исходных веществ. Свободная энергия образования любого элемента в стандартном состоянии принимается за нуль.

Пример. Рассчитать изменение свободной энергии реакции гидролиза сахарозы при стандартных условиях и сделать вывод о том, в каком направлении процесс гидролиза будет протекать самопроизвольно.

Решение

С₁₂Н₂₂О₁₁ + Н₂О  С₆Н₁₂О₆ + С₆Н₁₂О₆

Из справочной таблицы найдем, что:

_G⁰(L, Д – глюкоза) = – 916,34 кДж/моль

_G⁰ (фруктоза) = – 914,50 кДж/моль

_G⁰ (H₂O ж) = – 237,3 кДж/моль

_G⁰ (сахароза) = – 1550,36 кДж/моль

_G⁰ реакции=(–916,34+(–914,50))–(–1550,36 + (–237,3)) =­– 43,18 кДж/моль

Реакция гидролиза сахарозы при стандартных условиях будет протекать самопроизвольно.

2. Если известны значения _Н⁰ и _S⁰, можно рассчитать _G⁰ реакции по формуле:

_G⁰ = _Н⁰ – Т_S⁰

Пример. Рассчитать изменение свободной энергии реакции образования метана из элементов при 298К.

Решение

С (графит) + 2Н₂(г) = СН₄(г)

Из найденных в справочной литературе данных _Н⁰_обр и S⁰ составляем таблицу:

	С (графит)	Н2 (г)	СН4 (г)
Н0 обр (кДж/моль)	0	0	–74,81
S0 (Дж/моль К)	5,74	130,7	186,30

Из приведенных в таблице значений мы можем найти _Н⁰ и _S⁰ для реакции. _Н⁰реакции=_Н⁰обр.СН₄(г)–_Н⁰обр.С(графит)–2_Н⁰обр.Н₂(г)=–74,81кДж–(0+0)=74,81КДж

_S⁰реакции=S⁰CН₄(г)–[S⁰C(графит)+2S⁰Н₂(г)]=186,3Дж/К моль–5,74Дж/К моль–2130,7 Дж/К моль=–80,84 Дж/К моль

Значение _Н⁰ и _S⁰ подставляем в формулу _G⁰ = _Н⁰ – Т_S⁰:

_G⁰реакции=–74,81кДж–(298К)(–80,84Дж/К)(1кДж/1000Дж)=–74,81кДж–(–24,09кДж)=–50,72кДж.

Термодинамика химического равновесия

Учение о химическом равновесии является одним из важнейших разделов физической химии. Начало учению о химическом равновесии было положено работами французского ученого Бертолле (1799 г.) и в наиболее общем виде развито норвежскими учеными: Гульдбергом и Вааге (1867 г.), установившими закон действующих масс.

Химическое равновесие устанавливается в системах, в которых протекают обратимые химические реакции.

Обратимой химической реакцией называют такую реакцию, продукты которой, взаимодействуя между собой в тех же условиях, при которых они получены, образуют некоторые количества исходных веществ.

С эмпирической точки зрения химическим равновесием называют состояние обратимой химической реакции, при котором концентрации реагирующих веществ в данных условиях не меняются со временем.

Примерами обратимых химических реакций являются: реакция получения иодоводорода из водорода и иода: H₂ (г) + I₂(г) ⇄ 2HI(г),

реакция этерификации: C₂H₅OH(ж) + CH₃COOH(ж) ⇄ C₂H₅COOCH₃(ж) + H₂O(ж),

так как образующиеся продукты реакции – иодоводород и уксусно–этиловый эфир способны в тех же условиях, при которых они получены, образовывать исходные вещества.

Необратимой химической реакцией называют такую реакцию, продукты которой не взаимодействуют друг с другом при тех же условиях, в которых они получены, с образованием исходных веществ.

Примерами необратимых химических реакций могут служить: реакция разложения бертолетовой соли на кислород и хлорид калия:

2KCIO₃(т)  2KCI(т) + 3O₂(г)

Образующиеся в этих случаях продукты реакция не способны взаимодействовать друг с другом с образованием исходных веществ.

Как известно, химическое равновесие является динамическим и устанавливается, когда скорости прямой и обратной реакции становятся одинаковыми, вследствие чего и не меняются со временем концентрации реагирующих веществ.

Понятия об обратимых и необратимых химических реакциях не следует путать с понятиями об обратимых и необратимых процессах в термодинамическом смысле.

Концентрации исходных веществ и продуктов реакции, установившиеся в системе, достигшей состояние равновесия, называются равновесными.

Отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции, возведенных в степени, показатели которых равны их стехиометрическим коэффициентам, к произведению равновесных концентраций исходных веществ в степенях, показатели которых равны их стехиометрическим коэффициентам, для данной обратимой реакции, есть величина постоянная при данной температуре. Эта величина получила название константы химического равновесия. Например, для реакции: аА + вВ сС + дД– константа химического равновесия (К х.р.) равна:

К х.р. = [C]^c [D]^d/[A]^a[B]^b (45)

Выражение (46) является математическим выражением закона действующих масс, установленного в 1867 г. норвежскими учеными Гульдбергом и Вааге.