Энергетический (тепловой) эффект изохорного и изобарного химических процессов. Стандартная энтальпия образования химического соединения. Закон Гесса и следствия из него.

Тепловой эффект химической реакции или изменение %AD%D%BD%D%82%D%B%D%BB%D%C%D%BF%D%B%D% F"энтальпии системы вследствие протекания химической реакции — отнесенное к изменению химической переменной количество теплоты, полученное системой, в которой прошла химическая реакция и продукты реакции приняли температуру реагентов.

Чтобы тепловой эффект являлся величиной, зависящей только от характера протекающей химической реакции, необходимо соблюдение следующих условий:

• Реакция должна протекать либо при постоянном объёме Q _v(изохорный процесс), либо при постоянном давлении Q _p(%98%D%B%D%BE%D%B%D%B%D%80%D%BD%D%B%D%B_%D%BF%D%80%D%BE%D%86%D%B%D%81%D %81"изобарный процесс).

• В системе не совершается никакой работы, кроме возможной при P = const работы расширения.

Если реакцию проводят при стандартных условиях при Т = 298,15 К = 25 ˚С и Р = 1 атм = 101325 Па, тепловой эффект называют стандартным тепловым эффектом реакции или стандартной энтальпией реакции Δ H _r^O. В термохимии стандартный тепловой эффект реакции рассчитывают с помощью стандартных энтальпий образования.

Под стандартной теплотой образования понимают тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ, его составляющих, находящихся в устойчивых %A%D%82%D%B%D%BD%D%B%D%B%D%80%D%82%D%BD%D%B%D%B_%D%83%D%81%D%BB%D%BE%D%B%D%B%D% F"стандартных состояниях.

Стандартная энтальпия образования обозначается Δ H _f^O

Закон Гесса — основной закон %A%D%B%D%80%D%BC%D%BE%D%85%D%B%D%BC%D%B%D% F"термохимии, который формулируется следующим образом:

• Тепловой эффект химической реакции, проводимой в изобарно-изотермических или изохорно-изотермических условиях, зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания.

• Тепловой эффект прямой реакции равен по величине и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции (закон %B%D%B%D%B%D%83%D%B%D%B%D%C%D%B "Лавуазье — %B%D%B%D%BF%D%BB%D%B%D %81"Лапласа).

• Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм %A%D%82%D%B%D%BD%D%B%D%B%D%80%D%82%D%BD%D%B%D%F_%D%D%D%BD%D%82%D%B%D%BB%D%C%D%BF%D%B%D%F_%D%BE%D%B%D%80%D%B%D%B%D%BE%D%B%D%B%D%BD%D%B%D% F"теплот образования (ΔH_f) продуктов реакции и исходных веществ, умноженных на %A%D%82%D%B%D%85%D%B%D%BE%D%BC%D%B%D%82%D%80%D%B%D% F"стехиометрические коэффициенты (ν):

• Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм %A%D%82%D%B%D%BD%D%B%D%B%D%80%D%82%D%BD%D%B%D%F_%D%D%D%BD%D%82%D%B%D%BB%D%C%D%BF%D%B%D%F_%D%BE%D%B%D%80%D%B%D%B%D%BE%D%B%D%B%D%BD%D%B%D% F"теплот сгорания (ΔH_c) исходных веществ и продуктов реакции, умноженных на стехиометрические коэффициенты (ν):

Таким образом, пользуясь табличными значениями %A%D%82%D%B%D%BD%D%B%D%B%D%80%D%82%D%BD%D%B%D%F_%D%D%D%BD%D%82%D%B%D%BB%D%C%D%BF%D%B%D%F_%D%BE%D%B%D%80%D%B%D%B%D%BE%D%B%D%B%D%BD%D%B%D% F"теплот образования или сгорания веществ, можно рассчитать теплоту реакции, не прибегая к эксперименту. Табличные величины теплот образования и сгорания веществ обычно относятся к т. н. %A%D%82%D%B%D%BD%D%B%D%B%D%80%D%82%D%BD%D%B%D%B_%D%81%D%BE%D%81%D%82%D%BE%D%F%D%BD%D%B%D% F"стандартным условиям. Для расчёта теплоты процесса, протекающего при иных условиях, необходимо использовать и другие законы термохимии, например, %97%D%B%D%BA%D%BE%D%BD_%D%A%D%B%D%80%D%85%D%B%D%BE%D%84%D%B_(%D%85%D%B%D%BC%D%B%D% F)"закон Кирхгофа, описывающий зависимость теплового эффекта реакции от температуры.

• Если начальное и конечное состояния химической реакции (реакций) совпадают, то ее (их) тепловой эффект равен нулю.

22. Понятие об энтропии. Стандартный энтропийный эффект химической реакции и фазового превращения. Энтальпийный и энтропийный факторы процесса.
Теплота реакции ΔН и изменение свободной энергии ΔG не всегда имеют сравнимые значения. В действительности известны реакции, протекающие спонтанно (ΔG < 0) несмотря на то, что являются эндотермическими (ΔΗ > 0). Это происходит потому, что на прохождение реакции оказывает влияние изменение степени упорядоченности системы. Мерой изменения упорядоченности системы служит изменение энтропии ΔS.

энтропия S – величина, пропорциональная логарифму числа равновероятных микросостояний, которыми может быть реализовано данное макросостояние. выраж в Дж\(моль К)

Тепловой эффект химической реакции не зависит от пути ее протекания, а зависит от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции.

энтропия возрастает при превращении вещ-ва из крестал. состояния в жидкое и при переходе из жидкого газообразное.. увеличения числа молекул – возрастание энтропии и наобород.

с повыш темп-энтр. возрост. зависит от скорости проведения процесса.

Количественно зависимость между изменениями энтальпии, энтропии и свободной энергии описывается уравнением Гиббса-Гельмгольца:
ΔG = ΔH - T · ΔS

Энтальпия системы (от греч. enthalpo нагреваю), однозначная функция H состояния термодинамической системы при независимых параметрах энтропии S и давлении P, связана с внутренней энергией U соотношением
H = U + PV

факторы: Первый случай. Пусть ΔН < 0 (экзотермический процесс), а ТΔS > 0.

Тогда из формулы ΔG =ΔН – ТΔS видно, что ΔG < 0 и процесс протекает

самопроизвольно.

Второй случай. ΔН> 0 (эндотермический процесс), ТΔS < 0 и тогда

ΔG > 0. В этом случае самопроизвольный процесс не протекает, но может

протекать при затрате энергии из окружающей среды.

Третий случай. ΔН = ТΔS и тогда ΔG = 0. Наступает термодинами-

ческое равновесие в системе.

Четвертый случай. ΔН < 0 и ТΔS < 0, ΔН > 0 и ТΔS > 0. В этом слу-

чае значение ΔG зависит от того, какая из величин больше: ΔН или ТΔS.

Если ТΔS >> ΔН, то ΔG < 0; если ТΔS << ΔН, то ΔG < 0.

23. Направление химической реакции. Понятие о свободной энергии Гиббса и её изменении как движущей силы изобарного процесса. Стандартное изменение энергии Гиббса при химической реакции.

Теперь критерий самопроизвольности реакции и её равновесия можно выразить через изменение энергии Гиббса системы;

D G <0 — самопроизвольная реакция;

D G =0 — реакция находится в состоянии равновесия;

D G >0 — несамопроизвольная реакция (самопроизвольна обратная реакция).

Свободная энергия Гиббса — это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции и дающая таким образом ответ на принципиальную возможность химической реакции; это %A%D%B%D%80%D%BC%D%BE%D%B%D%B%D%BD%D%B%D%BC%D%B%D%87%D%B%D%81%D%BA%D%B%D%B_%D%BF%D%BE%D%82%D%B%D%BD%D%86%D%B%D%B%D %BB"термодинамический потенциал следующего вида:

В условиях постоянной температуры и давления реакции протекают самопроизвольно в сторону уменьшения энергии Гиббса

изменения:dG=dH-TdS G=H-TS TS-не может переходить в полезную энергию, является источником теплоты.

Убыль энергии гиббса определяет величину max полезной работы в обратимом процессе.