С помощью закона Гесса можно решать многие практически важные задачи, в частности определять значения тепловых эффектов реакций, трудно измеряемых экспериментально, на основе известных тепловых эффектов некоторых других реакций, составлять для них материально-тепловые балансы.
Стандартная энтальпия химической реакции ∆H0 равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов реакции (следствие из закона Гесса).
∆H0 = ∑∆H0прод - ∑∆H0исх
Если реакция протекает по уравнению
mA + nB → pC + qD,
то ∆H0 =p ∆H0C+ q ·∆H0D – m·∆H0A – n·∆H0B
Энтальпией образования химического соединения называется изменение энтальпии в реакции образования 1 моля этого соединения из простых веществ, устойчивых при данных условиях. Стандартные энтальпии образования простых веществ принимают равными нулю, если их агрегатное состояние и модификации устойчивы при стандартных условиях. Стандартные энтальпии представлены в таблице.
11.) Энтропия. Второе начало термодинамики:
Одна из формулировок второго закона термодинамики: теплота не может переходить сама собой от более холодного тела к более горячему (Клаузиус).
Иными словами, самопроизвольный переход тепла происходит всегда из области с более высокой температурой в область с более низкой. Эту тенденцию к рассеянию энергии, то есть к переходу её из области с высокой концентрацией энергии в область с низкой, и характеризует энтропия [S]. Единицы измерения энтропии Дж/К.Энтропия, характеризующая тенденцию к рассеянию энергии, является и мерой неупорядоченности состояния системы.
S газа > S жидкости > S кристаллов
Постулат Планка (третий закон термодинамики) гласит:
энтропия идеального кристалла равна нулю при абсолютном нуле
Идеальный кристалл – идеальная упорядоченная структура.
Стандартные значения энтропии простых и сложных веществ, приведенные в термодинамических таблицах, имеют положительные значения. Они выражены в Дж/(моль · К).
Энтропия является термодинамической функцией состояния системы, поэтому её изменение при химической реакции можно вычислить:
∆S0= ∑S0прод - ∑ S0исх
Согласно второму закону термодинамики в изолированных системах самопроизвольно идут только такие процессы, которые сопровождаются возрастанием энтропии.
Стремление частиц (молекул, ионов, атомов) к хаотичному движению, а системы – к переходу от более упорядоченного состояния к менее упорядоченному характеризует энтропийный фактор, который количественно выражается произведением T · ∆S [кДж/моль ].
12.)Свободная энергия Гиббса, ее физический смысл:
Самопроизвольное протекание изобарно-изотермического процесса определяется двумя факторами: энтальпийным, связанным с уменьшением энтальпии системы (ΔH), и энтропийным T*ΔS, обусловленным увеличением беспорядка в системе вследствие роста её энтропии. Разность этих термодинамических факторов является функцией состояния системы, называемой изобарно-изотермическим потенциалом или свободной энергией Гиббса (G, кДж). Физический смысл энергии Гиббса: положительной максимальной работе отвечает отрицательное значение изобарно- изотермического потенциала ∆ G химической реакции, протекающей при p = const; T = const (для стандартного состояния вещества ∆ G0).
Стандартное изменение энергии Гиббса при протекании химической реакции (или просто энергию Гиббса реакции) можно рассчитать по уравнению Гиббса:
∆ G0T = ∆ H0T – T· ∆ S0T
13.)Направление и условия самопроизвольного протекания изобарно-изотермического процесса:
Из приведенного выше уравнения следует, что для изобарно-изотермических процессов энергия Гиббса объединяет энтальпийный и энтропийный факторы, характеризующие две противоположные тенденции процессов – стремление к объединению, порядку и стремление к разъединению, беспорядку.
Если ∆G < 0, то реакция может протекать самопроизвольно при данных условиях.
Если ∆G > 0 то самопроизвольное протекание реакции при этих условиях невозможно.
Это же уравнение служит термодинамическим условием возможности самопроизвольного протекания обратной реакции.
14.)Условие термодинамического равновесия:
∆G = 0 – это состояние равновесия, когда две противоположные тенденции уравновешиваются. Реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении, т.е. реакция обратима.
15.) Особенности равновесного состояния:
1.неизменность состава системы;
2.подвижность;
3.динамичность;
4.возможность достижения в результате самопроизвольного и несамопроизв. процесса;
5.мин. значение энергии Гиббса и его неизменность.
16.) Константу равновесия, математическое выражение, смысл:
Химическое равновесие характеризуется постоянным и вполне определенным для данных условий соотношением равновесных концентраций всех веществ, участвующих во взаимодействии. Это соотношение называется константой равновесия химической реакции (К), которая зависит от природы реакции и условий.
K=[L]l+[M]m/[A]a+[B]b , где [A],[B],[L],[M] – равновесные концетрации.
Стандартная энергия Гиббса химической реакции при заданной температуре связана с константой равновесия КТ этой реакции при той же температуре уравнением
∆G0Т = – R·T·ln KT
17.) Уравнение изобары химической реакции:
Зависимость константы равновесия от температуры описывается уравнением изобары:
ln K = -∆G/RT
14.)Принцип Ле-Шателье:
Принцип Ле Шателье — если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация, внешнее электромагнитное поле), то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия.
- Увеличение давления смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема.
- Повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции.
- Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещают равновесие в строну прямой реакции.
- Катализаторы не влияют на положение равновесия.