При протекании химических реакций происходит перестройка энергетических уровней. Разрушаются одни связи в молекулах и образуются другие. Все это требует определенных энергетических затрат. Превращение одних видов энергии и работы в другие, а также направление и пределы самопроизвольного протекания химических процессов изучает химическая термодинамика. Объектом изучения химической термодинамики является система.
Система - это совокупность взаимодействующих веществ, мысленно или фактически обособленная от окружающей среды (пробирка, автоклав).
Системы бывают: гомогенные - состоящие из одной фазы (однородный раствор поваренной соли) и гетерогенные - состоящие из нескольких фаз (вода со льдом).
Фаза - часть системы, однородная по составу и свойствам и отделенная от других частей системы поверхностью раздела.
В химической термодинамике рассматриваются системы: изолированные - не обменивающиеся с окружающей средой веществом и энергией; закрытые - обменивающиеся энергией с окружающей средой и не обменивающиеся веществом. Существуют открытые системы, которые обмениваются веществом и энергией с окружающей средой, это живые организмы. Но они не рассматриваются в химической термодинамике.
Состояние системы можно охарактеризовать термодинамическими параметрами, к которым относятся: температура, давление, концентрация, плотность, объем, масса.
Если состояние системы характеризуется постоянными и неизменными во времени значениями термодинамических параметров во всех точках системы, то она находится в состоянии равновесия. При изменении одного из параметров состояния система переходит в состояние нового равновесия. Химическая термодинамика рассматривает переходы из одного состояния в другое, при этом могут изменяться или оставаться постоянными некоторые параметры:
изобарические - при постоянном давлении;
изохорические - при постоянном объеме;
изотермические - при постоянной температуре;
изобарно - изотермические - при постоянном давлении и температуре и т.д.
Термодинамические свойства системы можно выразить с помощью нескольких функций состояния системы, называемых характеристическими функциями: внутренней энергии U, энтальпии H, энтропии S, энергии Гиббса G, энергии Гельмгольца F. Характеристические функции обладают одной особенностью: они не зависят от способа (пути) достижения данного состояния системы. Их значение определяется параметрами системы (давлением, температурой и др.) и зависит от количества или массы вещества, поэтому принято относить их к одному молю вещества.
Энтальпия и энтропия
Теплота реакции ДН и изменение свободной энергии ДG не всегда имеют сравнимые значения. В действительности известны реакции, протекающие спонтанно (ДG < 0) несмотря на то, что являются эндотермическими (ДЗ > 0). Это происходит потому, что на прохождение реакции оказывает влияние изменение степени упорядоченности системы. Мерой изменения упорядоченности системы служит изменение энтропии ДS.
Энтропия системы тем выше, чем больше степень неупорядоченности (беспорядка) системы. Таким образом, если процесс идет в направлении увеличения неупорядоченности системы (а повседневный опыт показывает, что это наиболее вероятный процесс), ДS - величина положительная. Для увеличения степени порядка в системе (ДS > 0) необходимо затратить энергию. Оба этих положения вытекают из фундаментального закона природы - второго закона термодинамики. Количественно зависимость между изменениями энтальпии, энтропии и свободной энергии описывается уравнением Гиббса-Гельмгольца:
ДG = ДH - T * ДS
Поясним зависимость этих трех величин на двух примерах.
Взрыв гремучей смеси (1) - это взаимодействие двух газов - кислорода и водорода - с образованием воды. Как и многие окислительно-восстановительные реакции это сильно экзотермический процесс (т.е. ДН<<0). В то же время в результате реакции возрастает степень упорядоченности системы. Газ с его хаотически мигрирующими молекулами перешел в более упорядоченное состояние - жидкую фазу, при этом число молекул в системе уменьшилось на 1/3. В результате увеличения степени упорядоченности (ДS<0) член уравнения - T · ДS - величина положительная, однако это с избытком компенсируется ростом энтальпии: в итоге происходит высоко экзергоническая реакция (ДG <<0).
При растворении в воде поваренной соли (2) ДН - величина положительная, температура в сосуде с раствором, т.е. в объеме раствора, снижается. Тем не менее процесс идет спонтанно, поскольку степень упорядоченности системы уменьшается. В исходном состоянии ионы Na+ и Сl - занимали фиксированные положения в кристаллической решетке. В растворе они перемещаются независимо друг от друга в произвольных направлениях. Снижение упорядоченности (ДS>0) означает, что член уравнения - T · ДS имеет знак минус. Это компенсирует ДН и в целом ДG - величина отрицательная. Подобные процессы принято называть энтропийными.
Энергия Гиббса. Энергия Гельмгольца. Направленность химических реакций
Если процесс протекает самопроизвольно, то внутренняя энергия (энтальпия) должны уменьшаться, а энтропия увеличиваться. Для сравнения этих величин их надо выразить в одних единицах, а для этого ДS умножить на T. В этом случае имеем ДН - энтальпийный фактор и ТДS - энтропийный фактор.
В ходе реакции частицы стремятся к объединению, что ведет к уменьшению энтальпии (ДН < 0), с другой стороны - должна возрастать энтропия, т.е. увеличиваться число частиц в системе (ТДS > 0). «Движущая сила» реакции определяется разностью между этими величинами и обозначается ДG.
ДGp,T = ДH - TДS
и называется изменением энергии Гиббса (изобарно-изотермический потенциал).
Энергия Гиббса - это часть энергетического эффекта реакции, которую можно превратить в работу, поэтому ее называют свободной энергией. Это тоже термодинамическая функция состояния и, следовательно, для реакции
bB + dD =lL + mM
энергию Гиббса химической реакции можно рассчитать как сумму энергий Гиббса образования продуктов реакции за вычетом энергий Гиббса образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов по формуле:
ДG = lДfGL + mДfGM - dДfGD - bДfGB
где ДfG - энергия Гиббса образования веществ.
Энергия Гиббса образования веществ это изменение энергии Гиббса системы при образовании 1 моль вещества из простых веществ, устойчивых при 298 К.
Энергия Гиббса образования простых веществ ДfG принимается равной нулю. Если образующееся вещество и исходные простые вещества находятся в стандартных состояниях, то энергия Гиббса образования называется стандартной энергией Гиббса образования вещества ДfG0. Ее значения приводятся в справочниках.
Полученное значение ДG является критерием самопроизвольного течения реакции в прямом направлении, если ДG < 0. Химическая реакция не может протекать самопроизвольно в прямом направлении, если энергия Гиббса системы возрастает, т.е. ДG > 0. Если ДG = 0, то реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлениях, т.е. реакция обратима.
Направление химических реакций зависит от их характера. Так, условие ДG < 0 соблюдается при любой температуре для экзотермических реакций (ДН < 0), у которых в ходе реакции возрастает число молей газообразных веществ, и, следовательно, энтропия (ДS > 0). У таких реакций обе движущие силы (ДН) и (ТДS) направлены в сторону протекания прямой реакции и ДG < 0 при любых температурах. Такие реакции являются необратимыми.
Наоборот, эндотермическая реакция (ДН > 0), в результате которой уменьшается число молей газообразных веществ (ДS < 0) не могут протекать самопроизвольно в прямом направлении при любой температуре, т.к. всегда ДG > 0.
Если в результате экзотермической реакции (ДН < 0) уменьшается число молей газообразных веществ и, соответственно, энтропия (ДS < 0), то при невысокой температуре ДН > TДS и реакция возможна в прямом направлении (ДG < 0). При высоких температурах ДH < TДS и прямая реакция самопроизвольно протекать не может (ДG > 0), а обратная реакция возможна.
Для определения температуры равновесия можно воспользоваться условием:
где Тр - температура, при которой устанавливается равновесие, т.е. возможность протекания прямой и обратной реакций.
Если в результате эндотермической реакции (ДН > 0) увеличивается число молей газообразных веществ и энтропия системы (ДS > 0), то при невысоких температурах, когда ДН > ТДS, самопроизвольно прямая реакция идти не может (ДG > 0), а при высоких температурах, когда ДН < TДS, прямая реакция может протекать самопроизвольно (ДG < 0).
Связь между ДG и ДG0 выражается уравнением изотермы Вант-Гоффа, которая для реакции
bB + dD = lL + mM
В изохорно-изотермических условиях свободная энергия называется энергией Гельмгольца или изохорно-изотермическим потенциалом и равна Она характеризует направление и предел самопроизвольного течения химической реакции при изохорно-изотермических условиях, которое возможно при ДF < 0.
Термодинамические потенциалы, функции параметров состояния макроскопической системы (т-ры Т, давления р, объема V, энтропии S, чисел молей компонентов ni, хим. потенциалов компонентов m, и др.), применяемые гл. обр. для описания термодинамического равновесия. Каждому термодинамическому потенциалу соответствует набор параметров состояния, наз. естественными переменными.
Важнейшие термодинамические потенциалы: внутренняя энергия U (естественные переменные S, V, ni); энтальпия Н= U - (- pV) (естественные переменные S, p, ni); энергия Гельмгольца (свободная энергия Гельмгольца, ф-ция Гельмгольца) F = = U - TS (естественные переменные V, Т, ni); энергия Гиббса (своб. энергия Гиббса, ф-ция Гиббса) G=U - - TS - (- pV) (естественные переменные p, Т, ni); большой термодинамич. потенциал (естественные переменные V, Т, mi) Термодинамические потенциалы могут быть представлены общей формулой
где Lk - интенсивные параметры, не зависящие от массы системы (таковы Т, p, mi), Xk-экстенсивные параметры, пропорциональные массе системы (V, S, ni). Индекс l = 0 для внутренней энергии U, 1-для H и F, 2-для G и W. Термодинамические потенциалы являются ф-циями состояния термодинамической системы, т.е. их изменение в любом процессе перехода между двумя состояниями определяется лишь начальным и конечным состояниями и не зависит от пути перехода. Полные дифференциалы термодинамических потенциалов имеют вид:
Ур-ние (2) наз. фундаментальным ур-нием Гиббса в энергетич. выражении. Все термодинамические потенциалы имеют размерность энергии.
Условия равновесия термодинамич. системы формулируются как равенство нулю полных дифференциалов термодинамических потенциалов при постоянстве соответствующих естественных переменных:
термодинамический энтальпия реакция энтропия
Термодинамич. устойчивость системы выражается неравенствами:
Термодинамические потенциалы, взятые как ф-ции своих естественных переменных, являются характеристическими ф-циями системы. Это означает, что любое термодинамич. св-во (сжимаемость, теплоемкость и т.п.) м. б. выражено соотношением, включающим только данный термодинамический потенциал, его естественные переменные и производные термодинамических потенциалов разных порядков по естественным переменным. В частности, с помощью термодинамических потенциалов можно получить уравнения состояния системы.
Важными св-вами обладают производные термодинамических потенциалов. Первые частные производные по естественным экстенсивным переменным равны интенсивным переменным, напр.:
[в общем виде: (9Yl/9Хi) = Li]. И наоборот, производные по естественным интенсивным переменным равны экстенсивным переменным, напр.:
[в общем виде: (9Yl/9Li) = Xi]. Вторые частные производные по естественным переменным определяют мех. и тер-мич. св-ва системы, напр.:
Т.к. дифференциалы термодинамических потенциалов являются полными, перекрестные вторые частные производные термодинамических потенциалов равны, напр. для G (T, p, ni):
Соотношения этого типа называются соотношениями Максвелла.
Термодинамические потенциалы можно представить и как ф-ции переменных, отличных от естественных, напр. G (T, V, ni), однако в этом случае св-ва термодинамических потенциалов как характеристич. ф-ции будут потеряны. Помимо термодинамических потенциалов характеристич. ф-циями являются энтропия S (естественные переменные U, V, ni), ф-ция Массье Ф1 = (естественные переменные 1/Т, V, ni), ф-ция Планка(естественные переменные 1/Т, p/Т, ni). Термодинамические потенциалы связаны между собой ур-ниями Гиббса-Гельмгольца. Напр., для H и G
В общем виде
Термодинамические потенциалы являются однородными ф-циями первой степени своих естественных экстенсивных переменных. Напр., с ростом энтропии S или числа молей ni пропорционально увеличивается и энтальпия Н. Согласно теореме Эйлера, однородность термодинамических потенциалов приводит к соотношениям типа:
В статистической термодинамике пользуются аналогами энергии Гельмгольца и большого термодинамич. потенциала, к-рым отвечают соответственно канонич. и макроканонич. распределения Гиббса. Это позволяет рассчитывать термодинамические потенциалы для модельных систем (идеальный газ, идеальный р-р) по молекулярным постоянным в-ва, характеризующим равновесную ядерную конфигурацию (межъядерные расстояния, валентные и торсионные углы, частоты колебаний и т.п.), к-рые м. б. получены из спектроскопич. и др. данных. Возможен расчет термодинамических потенциалов через сумму по состояниям Z (интеграл по состояниям). Подобный подход позволяет установить связь термодинамических потенциалов с молекулярными постоянными вещества. Вычисление суммы (интеграла) Z для реальных систем - весьма сложная задача, обычно статистические расчеты применяют для определения термодинамических потенциалов идеальных газов.
Энтальпия против энтропии
Любопытство - это один аспект человека, который помогает ему открывать различные явления в мире. Один человек смотрит на небо и задается вопросом, как образуется дождь. Один человек смотрит на землю и задается вопросом, как растения могут расти. Это повседневное явление, с которым мы сталкиваемся в нашей жизни, но те люди, которые недостаточно любознательны, никогда не пытаются найти ответы, почему такие явления существуют. Биологов, химиков и физиков всего лишь несколько человек, которые пытаются найти ответы. Наш современный мир сегодня интегрирован с такими законами науки, как термодинамика. «Термодинамика» - это отрасль естествознания, которая включает изучение внутренних движений систем организма. Это исследование, посвященное взаимосвязи тепла с различными формами энергии и работы. Применения термодинамики проявляются в потоке электричества и от простого поворота и поворота винта и других простых машин. Пока задействованы тепло и трение, существует термодинамика. Двумя наиболее распространенными принципами термодинамики являются энтальпия и энтропия. В этой статье вы узнаете больше о различиях между энтальпией и энтропией.
В термодинамической системе мера ее полной энергии называется энтальпией. Для создания термодинамической системы требуется внутренняя энергия. Эта энергия служит толчком или триггером для создания системы. Единицей измерения энтальпии является джоуль (Международная система единиц) и калория (Британская тепловая единица). «Энтальпия» - это греческое слово «энтальпос» (чтобы влить тепло). Heike Kamerlingh Onnes был человеком, который придумал это слово, в то время как Альфред У. Портер был тем, кто обозначил символ «H» для «энтальпии». В биологических, химических и физических измерениях энтальпия является наиболее предпочтительным выражением для изменений энергии системы, поскольку она имеет возможность упростить конкретные определения передачи энергии. Невозможно достичь значения для общей энтальпии, потому что общая энтальпия системы не может быть непосредственно измерена. Только изменение энтальпии является предпочтительным измерением количества, а не абсолютной величиной энтальпии. В эндотермических реакциях наблюдается положительное изменение энтальпии, а при экзотермических реакциях происходит отрицательное изменение энтальпии. Проще говоря, энтальпия системы эквивалентна сумме не механической работы и подаваемого тепла. При постоянном давлении энтальпия эквивалентна изменению внутренней энергии системы и работе, которую система проявила к ее окружению. Другими словами, тепло может поглощаться или выделяться определенной химической реакцией в таких условиях.
«Энтропия» - второй закон термодинамики. Это один из самых фундаментальных законов в области физики. Это важно для понимания жизни и познания. Это рассматривается как Закон Беспорядка. В середине прошлого века «энтропия» уже была сформулирована с обширными усилиями Клаузиуса и Томсона. Клаузиус и Томсон были вдохновлены наблюдением Карно потоком, который превращает мельничное колесо. Карно заявил, что термодинамика - это поток тепла от более высоких до более низких температур, что делает работу парового двигателя. Клаузиус был тем, кто придумал термин «энтропия». Символом энтропии является «S», который гласит, что мир считается неотъемлемо активным, когда он действует спонтанно, чтобы рассеять или минимизировать наличие термодинамической силы.
«Энтальпия» - это передача энергии, а «энтропия» - это Закон Беспорядка.
Энтальпия берет символ «H», а энтропия принимает символ «S».
Хайке Камерлингх Оннес придумал термин «энтальпия», а Клаузиус придумал термин «энтропия».
Кто Знает что такое энтропия и энтальпия. и получил лучший ответ
Ответ от Вика[активный]
Энтальпия и энтропия
Изменение свободной энергии (ΔG) химической реакции зависит от ряда факторов, в том числе от температуры и концентрации реагентов.
А. Теплота реакции и калориметрия
Все химические реакции сопровождаются выделением или поглощением тепла. Реакции первого типа называются экзотермическими, реакции второго типа - эндотермическими. Мерой теплоты реакции служит изменение энтальпии ΔН, которая соответствует теплообмену при постоянном давлении. В случае экзотермических реакций система теряет тепло и ΔН - величина отрицательная. В случае эндотермических реакций система поглощает тепло и ΔН - величина положительная.
У многих химических реакций ΔG и ΔН имеют близкие значения. Это обстоятельство позволяет определять энергетическую ценность пищевых продуктов. В живых организмах пища обычно окисляется кислородом до СО2 и H2O. Максимальную химическую работу, которую питательные вещества могут совершить в организме, т. е. ΔG реакции окисления компонентов пищи, определяют путем сжигания взятой навески соответствующего вещества в калориметре в атмосфере кислорода. Выделившееся тепло повышает температуру воды в калориметре. По разности температур рассчитывают теплоту реакции (энтальпию сгорания) .
Б. Энтальпия и энтропия
< 0) несмотря на то, что являются эндотермическими (ΔΗ >
Энтропия системы тем выше, чем больше степень неупорядоченности (беспорядка) системы. Таким образом, если процесс идет в направлении увеличения неупорядоченности системы (а повседневный опыт показывает, что это наиболее вероятный процесс) , ΔS - величина положительная. Для увеличения степени порядка в системе (ΔS >
ΔG = ΔH - T · ΔS
Поясним зависимость этих трех величин на двух примерах.
Взрыв гремучей смеси (1) - это взаимодействие двух газов - кислорода и водорода - с образованием воды. Как и многие окислительно-восстановительные реакции. это сильно экзотермический процесс (т. е. ΔН << 0). В то же время в результате реакции возрастает степень упорядоченности системы. Газ с его хаотически мигрирующими молекулами перешел в более упорядоченное состояние -- жидкую фазу, при этом число молекул в системе уменьшилось на 1/3. В результате увеличения степени упорядоченности (ΔS < 0) член уравнения -T · ΔS - величина положительная, однако это с избытком компенсируется ростом энтальпии: в итоге происходит высоко экзергоническая реакция (ΔG <<0).
При растворении в воде поваренной соли (2) ΔН - величина положительная, температура в сосуде с раствором, т. е. в объеме раствора, снижается. Тем не менее процесс идет спонтанно, поскольку степень упорядоченности системы уменьшается. В исходном состоянии ионы Na+ и Сl- занимали фиксированные положения в кристаллической решетке. В растворе они перемещаются независимо друг от друга в произвольных направлениях. Снижение упорядоченности (ΔS > 0) означает, что член уравнения -T · ΔS имеет знак минус. Это компенсирует ΔН и в целом ΔG - величина отрицательная. Подобные процессы принято называть энтропийными.
Ответ от 2 ответа
[гуру]
Привет! Вот подборка тем с ответами на Ваш вопрос: Кто Знает что такое энтропия и энтальпия.
Ответ от =CaT=
[гуру]
Энтропия (от греч. ἐντροπία - поворот, превращение) - понятие, впервые введенное в термодинамике для определения меры необратимого рассеивания энергии. Термин широко применяется и в других областях знания: в статистической физике как мера вероятности осуществления какого-либо макроскопического состояния; в теории информации как мера неопределенности какого-либо опыта (испытания) , который может иметь разные исходы, в исторической науке, для экспликации феномена альтернативности истории (инвариантности и вариативности исторического процесса) .
href="">
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
где V – объем системы.
Ответ от Ёветлана Пустотина
[гуру]
энтропия-функция состояния термодинамической системы, изменение которой в равновесном процессе равно отношению количества телоты, сообщенного системе или отведенного от неё , к термодинамической температуре системы, неравновесные процессы в изолированной системе сопровождаются ростом знтропии, они приближабт систему к состоянию равновесия, в котором знтропия максимальна. это сущность второго закона термодинамики, оба закона термодинамики отразил немецкий физик Рудольф Клаузиус - энергия мира остается постоянной, энтропия стремиться к максимальному значению. Энтальпия-однозначная функция состояния термодинамической системы при независимых параметрах энтропии и давлении, связана с внутренней энергией, называют эту величину теплосодержанием системыПри постоянном давлении изменение энтальпии равно количеству теплоты, подведенной к системе, в состоянии термодинамического равновесия энтальпия системы минимальна.
Ответ от Terminator-5
[гуру]
Как все умно и сложно отвечают! Зачем усложнять, можно сказать просто. Энтальпия это состояние человека при притоке и оттоке денег. А энтропия это степень неспособности вернуться в то состояние когда деньги еще были. Чем меньше осталось денег до получки. , тем выше, больше энтропия!
Ответ от Просто Маня
[новичек]
Энтальпия и энтропия
Изменение свободной энергии (ΔG) химической реакции зависит от ряда факторов, в том числе от температуры и концентрации реагентов (см. с. 24). В этом разделе обсуждаются еще два параметра, которые связаны со структурными и энергетическими изменениями молекул.
Б. Энтальпия и энтропия
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 системы тем выше, чем больше степень неупорядоченности (беспорядка) системы. Таким образом, если процесс идет в направлении увеличения неупорядоченности системы (а повседневный опыт показывает, что это наиболее вероятный процесс) , ΔS - величина положительная. Для увеличения степени порядка в системе (ΔS > 0) необходимо затратить энергию. Оба этих положения вытекают из фундаментального закона природы - второго закона термодинамики. Количественно зависимость между изменениями энтальпии, энтропии и свободной энергии описывается уравнением Гиббса-Гельмгольца:
ΔG = ΔH - T · ΔS
Ответ от 2 ответа
[гуру]
Привет! Вот еще темы с похожими вопросами.
Внутреняя энергия (U ) вещества складывается из кинетической и потенциальной энергии всех частиц вещества, кроме кинетической и потенциальной энергии вещества в целом. Внутреняя энергия зависит от природы вещества, его массы, давления, температуры. При химических реакциях разница величин внутренней знергии веществ до и после реакции выливается в тепловой эффект химической реакции. Различают тепловой эффект химической реакции, осуществляемой при постоянном объеме Q v (изохорный тепловой эффект), и тепловой эффект реакции при постоянном давлении Q p (изобарный тепловой эффект).
Тепловой эффект при постоянном давлении, взятый с противоположным знаком называют изменением энтальпии реакции (ΔH = -Q p).
Энтальпия связана с внутренней энергией H = U + pv, где p – давление, а v – объем.
Энтропия (S) – мера беспорядка в системе. Энтропия газа больше, чем энтропия жидкости и твердого тела. Энтропия это логарифм вероятности существования системы (Больцман 1896г): S = R ln W, где R – универсальная газовая постоянная, а W – вероятность существования системы (число микросостояний, которыми может быть осуществлено данное макросостояние). Энтропия измеряется в Дж/мольּK и энтропийных единицах (1э.е. =1Дж/мольּK).
Потенциал Гиббса (G) или изобарно-изотермический потенциал. Эта функция состояния системы получила название движущей силы химической реакции. Потенциал Гиббса связан с энтальпией и энтропией соотношением:
∆G = ∆H – T ∆S , где T температура в K.
6.4 Законы термохимии. Термохимические расчеты.
Закон Гесса (Герман Иванович Гесс 1840): тепловой эффект химической реакции не зависит от пути по которому идет процесс, а зависит от начального и конечного состояния системы.
Закон Лавуазье-Лапласа : тепловой эффект прямой реакции равен тепловому эффекту обратной с противоположным знаком.
Закон Гесса и следствия из него используют для расчетов изменения энтальпии, энтропии, потенциала Гиббса при химических реакциях:
∆H = ∑∆H 0 298 (прод.) - ∑∆H 0 298 (исход.)
∆S = ∑S 0 298 (прод.) - ∑S 0 298 (исход.)
∆G = ∑∆G 0 298 (прод.) - ∑∆G 0 298 (исход.)
Формулировка следствия из закона Гесса для расчета изменения энтальпии реакции: иэменения энтальпии реакции равно сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрии.
∆H 0 298 – стандартная энтальпия образования (количество теплоты, которое выделяется или поглощается при образовании 1 моля вещества из простых веществ при стандартных условиях). Стандартные условия: давление 101,3 кПа и температура 25 0 C.
Принцип Бертло-Томсена : все самопроизвольно протекающие химические реакции идут с уменьшением энтальпии. Этот принцип работает при низких температурах. При высоких температурах могут протекать реакции с увеличением энтальпии.
Более общим критерием возможности протекания процесса является потенциал Гиббса: ∆G < 0 - процесс возможен, ∆G > 0 - процесс невозможен, ∆G = 0, в системе равновесие (возможен прямой и обратный процесс).
Энтальпи́я, также тепловая функция и теплосодержание - термодинамический потенциал, характеризующий состояние системы в термодинамическом равновесии при выборе в качестве независимых переменных давления, энтропии и числа частиц.
Проще говоря, энтальпия - это та энергия, которая доступна для преобразования в теплоту при определенных температуре и давлении.
Определением этой величины служит тождество: H=U+PV
Размерность энтальпии-Дж/моль.
В химии чаще всего рассматривают изобарические процессы (P = const), и тепловой эффект в этом случае называют изменением энтальпии системы или энтальпией процесса :
В термодинамической системе выделяющуюся теплоту химического процесса условились считать отрицательной (экзотермический процесс, ΔH < 0), а поглощение системой теплоты соответствует эндотермическому процессу, ΔH > 0.
Энтропия
а для самопроизвольных
Зависимость изменения энтропии от температуры выражается законом Кирхгофа:
Для изолированной системы изменение энтропии – критерий возможности самопроизвольного протекания процесса. Если , то процесс возможен; если, то в прямом направлении процесс невозможен; если, то в системе равновесие.
Термодинамические потенциалы. Свободная энергия Гиббса и Гельмгольца.
Дл я характеристики процессов, протекающих в закрытых системах, введем новые термодинамические функции состояния: изобарно-изотермический потенциал (свободная энергия Гиббса G) и изохорно-изотермический потенциал (свободная энергия Гельмгольца F).
Для закрытой системы, в которой осуществляется равновесный процесс при постоянных температуре и объеме, выразим работу данного процесса. Которую обозначим А max (посколько работа процесса, проводимого равновесно, максимальна):
A max =T∆S-∆U
Введем функцию F=U-TS-изохорно-изотермический потенциал, определяющий направление и предел самопроизвольного протекания процесса в закрытой системе, находящейся в изохорно-изотермических условиях и получим:
Изменение энергии Гельмгольца определяется только начальным и конечным состоянием системы и не зависит от характера процесса, поскольку оно определяется двумя функциями состояния: U и S. Напомним, что от способа проведения процесса при переходе системы из начального в конечное состояние может зависеть величина полученной или затраченной работы, но не изменение функции.
Закрытую систему, находящуюся в изобарно- изотермических условиях, характеризует изобарно-изотермический потенциал G:
Дифференциалэнергии Гиббса для системы с постоянным числом частиц, выраженный в собственных переменных - черездавлениеp итемпературуT:
Для системы с переменным числом частиц этот дифференциал записывается так:
Здесь -химический потенциал, который можно определить как энергию, которую необходимо затратить, чтобы добавить в систему ещё одну частицу.
Анализ уравнения ∆G=∆H-T∆S позволяет установить, какой из факторов, составляющих энергию Гиббса, ответственен за направление протекания химической реакции, энтальпийный (ΔH) или энтропийный (ΔS · T).
Если ΔH < 0 и ΔS > 0, то всегда ΔG < 0 и реакция возможна при любой температуре.
Если ΔH > 0 и ΔS < 0, то всегда ΔG > 0, и реакция с поглощением теплоты и уменьшением энтропии невозможна ни при каких условиях.
В остальных случаях (ΔH < 0, ΔS < 0 и ΔH > 0, ΔS > 0) знак ΔG зависит от соотношения ΔH и TΔS. Реакция возможна, если она сопровождается уменьшением изобарного потенциала; при комнатной температуре, когда значение T невелико, значение TΔS также невелико, и обычно изменение энтальпии больше TΔS. Поэтому большинство реакций, протекающих при комнатной температуре, экзотермичны. Чем выше температура, тем больше TΔS, и даже эндотермические реакции становятся осуществляемыми.
Под стандартной энергией Гиббса образования ΔG°, понимают изменение энергии Гиббса при реакции образования 1 моль вещества, находящегося в стандартном состоянии. Это определение подразумевает, что стандартная энергия Гиббса образования простого вещества, устойчивого в стандартных условиях, равна нулю.
Изменение энергии Гиббса не зависит от пути процесса, следовательно можно получать разные неизвестные значения энергий Гиббса образования из уравнений, в которых с одной стороны записанны суммы энергий продуктов реакции, а с другой - суммы энергий исходных веществ.
При пользовании значениями стандартной энергии Гиббса критерием принципиальной возможности процесса в нестандартных условиях принимается условие ΔG° < 0, а критерием принципиальной невозможности - условие ΔG° > 0. В то же время, если стандартная энергия Гиббса равна нулю, это не означает, что в реальных условиях (отличных от стандартных) система будет в равновесии.
Условия самопроизвольного протекания процессов в закрытый системах:
