Направление химических реакций. Энергия Гиббса.




Изменение энтальпии в ходе химической реакции не служит критерием ее направления. Самопроизвольно могут протекать как экзотермические, так и эндотермические реакции, хотя при обычных условиях последние ни менее многочисленны.

Химические процессы характеризуются своим потенциалом, который является движущей силой химических процессов, протекающих при р, Т = const. Его принято называть изобарно–изотермическим потенциалом, или просто изобарным потенциалом. Его обозначают буквой G в честь американского ученого Гиббса, который ввел в термодинамику эту функцию. В его же честь эту величину принято также называть энергией Гиббса DG [кДж/моль].

DG = DН – ТDS

Энергия Гиббса – функция состояния системы, является критерием самопроизвольного протекания химической реакции.

Если DG < 0 – процесс термодинамически возможен (самопроизвольная реакция);

DG > 0 – процесс термодинамически невозможен;

DG = 0 – система находится в состоянии химического равновесия.

Чем более отрицательно значение DG , тем дальше система от состояния равновесия, тем более она реакционноспособна.

В зависимости от температуры влияние энтальпийного фактора DН и энтальпийного ТDS фактора на направление протекания процесса и знак DG показано в таблице:

Таблица.

Тип реакции Знак Принципиальная возможность и условия протекания реакции
DS DG
+ Прямая реакция может быть самопроизвольной при любых температурах.
– Т1р + Т2р Самопроизвольно может идти реакция при низких температурах и обратная реакция при высоких температурах.
+ + + Т1р – Т2р Самопроизвольно может протекать реакция при высоких температурах и обратная реакция – при низких температурах.
+ + Прямая реакция не может идти самопроизвольно при любых температурах.

Примечание. Величиной DG < 0 оценивается только принципиальная возможность самопроизвольного протекания, а величиной DG > 0 – невозможность самопроизвольного протекания химических реакций. Реальное протекание самопроизвольных реакций обусловлено также их кинетикой и катализом.

 

Стандартный изобарный потенциал образования соединений при 298 К (DG ) определяется по уравнению:

DG = DН – ТDS ,

 

или аналогично выражению для DН (так как изобарно-изотермический потенциал – функция состояния):

DGреак = ,

где DG –изобарный потенциал образования соединения.

DGо298 (реак) = .

Для простых веществ в стандартном состоянии – DG = 0

При состоянии равновесия DGреак = 0, DН = ТDS и температура начала равновесной реакции равна

Вычисления с помощью энергии Гиббса.

Пример. Вычислить изменение энергии Гиббса следующего процесса при 30,0 оС (298 К)

NH3(г) + HCl(г) = NH4Сl(к).

Вещество NH3(г) HCl(г) NH4Сl(к)
DfН°кДж/моль – 46,19 – 92,3 – 315,39
f Дж/моль×К 192,50 186,7 94,56

 

DН° = DН°(NH4Сl(к)) – DН°(NH3(г)) – DН°(HCl(г)) = – 315,39 – (–46,19 – 92,3) = – 176,9 кДж.

Изменение энтропии:

DS° = S°(NH4Сl(к)) – S°(NH3(г)) – S°(HCl(г)) = 94,56 – 192,50 – 186,70 = – 284,64 Дж/моль×К.

Используем уравнение Гиббса: DrG° = DrН° – ТDr

DG° = – 176,9 + 284,64×10–3×303 = – 90,55 кДж. DG°< 0, данная реакция термодинамически возможна.

 





©2015-2018 poisk-ru.ru
Все права принадлежать их авторам. Данный сайт не претендует на авторства, а предоставляет бесплатное использование.
Нарушение авторских прав и Нарушение персональных данных

Обратная связь

ТОП 5 активных страниц!