Вопрос 6.

• Энергия Гиббса, стандартная энергия Гиббса

• Ее определения для реакций

Энергия Гиббса, стандартная энергия Гиббса.

О направлении процесса мы судим по свободной энергии.

Свободная энергия – энергия, которую система может отдать (Энергия Гиббса).

G=H-TS ∆G=∆H-T∆S – не в стандартных условиях; указывает направление процесса для реальных, неизолированных систем ∆G®=∆H®-T∆S® - в стандартных условиях

T∆S – связанная энергия

∆Н – показатель порядка системы, чем больше, тем больше порядок

∆S↑ - показатель беспорядка, в изолированной системе ∆S повышается => S>0 – реакция идет слева направо

∆G<0: => процесс идет вправо ∆G>0: <= процесс идет влево ∆G=0: 

Стандартная энергия Гиббса.

- стандартная энергия Гиббса

Энергия Гиббса G – функция состояния термодинамической системы, равная разности между энтальпией и произведением температуры на энтропию:

G = H – TS = U – TS + PV = A + PV G = H + T (уравнение Гиббса-Гельмгольца) ∂G = V∂P - S∂T, G = H – TS, при Т=const

Вопрос 7.

• Химическое равновесие

• Условия равновесия

• Константа равновесия, ее зависимость от температуры

• Примеры записи константы равновесия с участием газовой и конденсированных фаз

Химическое равновесие.

Химическое равновесие – состояние химической системы, при котором возможны реакции, идущие с равными скоростями в противоположных направлениях. При химическом равновесии концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем

Условия равновесия.

Равновесное состояние в термодинамических процессах характеризуется признаками:

Неизменностью равновесного состояния системы при сохранении внешних условий.

Устойчивостью равновесия. Это означает самопроизвольное восстановление равновесия после прекращения внешнего воздействия, вызвавшего незначительное отклонение системы от положения равновесия.

Динамическим характером равновесия. Равновесие устанавливается и сохраняется вследствие равенства скоростей прямого и обратного процессов. Возможностью подхода к состоянию равновесия с двух противоположных сторон.

Минимальным значением ∆G в изобарно-изотермических процессах.

Константа равновесия, ее зависимость от температуры.

К р - закон действующих масс для реальных систем

aA + bB = cC + dD

Константа равновесия для гомогенной реакции есть отношение произведений парциальных давлений продукта реакций к произведению парциальных давлений исходных веществ, и степенями являются стехиометрические коэффициенты.

- используется для управления реакцией

Уравнение, связывающее изменение Кр с температурой, при P=const, носит название изобары химической реакции.

Уравнение показывает, что знак производной определяется знаком теплового эффекта реакции. Если производная положительна, то функция lnКр является возрастающей.

Таким образом:

1. Для эндотермических реакций, для которых ∆Н>0, Кр возрастает с ростом температуры

2. Для экзотермических реакций, для которых ∆H<0, Кр уменьшается с ростом температуры

3. В тех случаях, когда тепловой эффект реакции очень мал (близок к нулю), Кр не зависит от температуры

Е сли ∆Н близко к нулю или рассматривается небольшой температурный интервал, можно принять ∆Н≠ (1/Т). Тогда, после интегрирования уравнения получим:

B – Константа интегрирования

Отсюда следует, что график зависимости lnKp= (1/T) представляет прямую линию. Если известны Кр для нескольких температур, то построив график в координатах lnKp – 1/T можно определить константу интегрирования и величину теплового эффекта.

Т у же зависимость Кр от Т можно получить используя известные выражения:

Записав

И поделив обе части уравнения на (-RT), получим

или в общем виде

где ,