КАТЕГОРИЯ:


Астрономия- (809) Биология- (7483) Биотехнологии- (1457) Военное дело- (14632) Высокие технологии- (1363) География- (913) Геология- (1438) Государство- (451) Демография- (1065) Дом- (47672) Журналистика и СМИ- (912) Изобретательство- (14524) Иностранные языки- (4268) Информатика- (17799) Искусство- (1338) История- (13644) Компьютеры- (11121) Косметика- (55) Кулинария- (373) Культура- (8427) Лингвистика- (374) Литература- (1642) Маркетинг- (23702) Математика- (16968) Машиностроение- (1700) Медицина- (12668) Менеджмент- (24684) Механика- (15423) Науковедение- (506) Образование- (11852) Охрана труда- (3308) Педагогика- (5571) Полиграфия- (1312) Политика- (7869) Право- (5454) Приборостроение- (1369) Программирование- (2801) Производство- (97182) Промышленность- (8706) Психология- (18388) Религия- (3217) Связь- (10668) Сельское хозяйство- (299) Социология- (6455) Спорт- (42831) Строительство- (4793) Торговля- (5050) Транспорт- (2929) Туризм- (1568) Физика- (3942) Философия- (17015) Финансы- (26596) Химия- (22929) Экология- (12095) Экономика- (9961) Электроника- (8441) Электротехника- (4623) Энергетика- (12629) Юриспруденция- (1492) Ядерная техника- (1748) Arhitektura- (3434) Astronomiya- (809) Biologiya- (7483) Biotehnologii- (1457) Военни бизнесмен (14632) Висока technologies- (1363) Geografiya- (913) Geologiya- (1438) на държавата (451) Demografiya- ( 1065) Къща- (47672) журналистика и смирен (912) Izobretatelstvo- (14524) външен >(4268) Informatika- (17799) Iskusstvo- (1338) историята е (13644) Компютри- (11,121) Kosmetika- (55) Kulinariya- (373) културата е (8427) Lingvistika- (374) Literatura- (1642) маркетинг-(23702) математиците на (16968) Механична инженерно (1700) медицина-(12668) Management- (24684) Mehanika- (15423) Naukovedenie- (506) образователна (11852) truda- сигурност (3308) Pedagogika- (5571) Poligrafiya- (1312) Politika- (7869) Лево- (5454) Priborostroenie- (1369) Programmirovanie- (2801) производствено (97 182 ) индустрия- (8706) Psihologiya- (18388) Religiya- (3217) Svyaz (10668) Agriculture- (299) Sotsiologiya- (6455) на (42831) спортист строително (4793) Torgovlya- (5050) транспорт ( 2929) Turizm- (1568) физик (3942) Filosofiya- (17015) Finansy- (26596) химия (22929) Ekologiya- (12095) Ekonomika- (9961) Electronics- (8441) Elektrotehnika- (4623) Мощност инженерно ( 12629) Yurisprudentsiya- (1492) ядрена technics- (1748)

Химически термодинамиката




§ 1. Основни понятия и определения. Термодинамика - наука, която изучава общите закони на процесите, свързани с освобождаване, усвояването и трансформирането на енергията. Химически термодинамиката проучванията за взаимно превръщане на химична енергия и други негови форми - топлина, светлина, електричество и т.н., установява количествени закони на тези преходи, както и да се предскаже стабилността на веществото при дадените условия и способността им да се занимават с определени химични реакции. Термохимия, е част от химичната термодинамика, изучаване на топлинни ефекти на химичните реакции.

Термодинамична обект анализ нарича термодинамична система или система. System - е смятан от нас тяло или група от органи, отделени от заобикалящата го среда (околна среда) е реален или психически. Изборът на границите на системата е доста произволно, но трябва да бъде валиден и без промяна по време на целия аргумент. По отношение на външната среда термодинамични системи могат да бъдат разделени в четири групи:

Таблица 7.1

Класификацията на термодинамичните системи

Преглед на системата особеност Примери
отворен Обменът с външната среда на материя и енергия Човешкото тяло
затворен не може да комуникира с външния вещество среда могат да обменят енергия Затворената колба с реагент
изолиран не може да комуникира с външната среда на всяко вещество или енергия Термос, Dewar
адиабатно изолирана Не може да се обменя топлинна енергия може да се обменя с външно вещество на околната среда

Същата система може да бъде в различни държави. Всеки състояние на системата се характеризира с определен набор от термодинамичните параметри. включват температура, налягане, плътност К термодинамичните параметри, концентрация и т.н. Промяна на най-малко една термодинамична параметър води единствено до промяна в състоянието на системата като цяло. Стационарните термодинамични параметри във всички точки на системата (обем) на термодинамична състояние на системата се нарича равновесие.

Разграничаване хомогенни и хетерогенни системи. Хомогенни системи се състои от една фаза, хетерогенна - на два или повече етапа. Фаза - това е част от системата, еднакъв във всички точки на състава и свойствата, и отделени от другите части на интерфейса на системата. Пример система е хомогенен воден разтвор. Но ако разтворът е наситен и дъното на контейнера има кристали, тогава кандидат система - хетерогенна (има граница фаза). Друг пример за хомогенна система може да бъде обикновена вода, но водата с плаващ лед в нея - хетерогенна система.



§ 2. вътрешна енергия. Първият принцип (първият закон) закон на термодинамиката. Измерване на вътрешната енергия на случаен топлинна (Brown) движение на частици в организма е температурата. Ако А, да влизат в контакт с тялото му дава топлина на тялото има по-висока температура, отколкото тялото В. В същото време нула закон на термодинамиката гласи, че ако обект А е в термично равновесие (има същата температура) с тялото в тялото и с, температурата на тялото, и с е същата. Това е началото на базата на измерване на температура с термометър. При допълнително термично равновесие обмен на топлинна енергия е невъзможно.

Вътрешната енергия на системата е общата енергия, която е сумата от кинетичните и потенциални енергии на молекули, атоми, атомни ядра и електрони, и представлява енергия на транслационно, ротационно и вибрационни движения на частиците. Той не включва потенциалната енергия на позицията на система в пространството и кинетичната енергия на движение на системата като цяло. С други думи, потенциалната енергия (DU) веществото се реализира чрез счупване и образуване на химични връзки в жегата (Q) и работата, извършена от (а) да работи.

Таблица 7.2

Класификация на термодинамичните процеси

процес условия
изотермичен Постоянна температура - T = конст
Гибс Постоянно налягане - р = конст
изохорен Постоянен обем - V = конст
адиабатен Липса на пренос на топлина между системата и външния свят - г Q = 0

Първият закон на термодинамиката, или закона за запазване на енергията гласи, че енергията не може да възникне от нищо и да изчезне, но преобразува само от една форма в друга. Например, вътрешната енергия, съдържаща се в материята, може да се трансформира в топлина, светлина (пламък), електрически (батерия химия) и т.н.

Например, системата ще позволи на определено количество топлина на Q, които прекарано на работа на комисията А и промяната във вътрешната енергия на системата състояние D U на:

Q = A + D U (7.1 ),

където D U - промяна в стойността, която се нарича вътрешната енергия на системата. Ако системата не работи за сметка на приходите на вътрешния енергиен без топлина, тогава A = -D U (адиабатен процес).

По този начин, увеличението на вътрешния енергиен на системата да отговаря на положителни стойности D U, намаление - отрицателна стойност. Топлината, действаща на системата, и работата, извършена от системата работа, също се считат за
положително, както и обратното, топлината, даден на системата, и направи на системата работа, се считат за отрицателни.

Вътрешния енергиен е функция на държавата, т.е. ценности, които зависят само от състоянието на системата и не зависят от неговата история. Поради това промяна във вътрешната енергия в процеса зависи само от началните и крайните състояния, независимо от начина, по който този процес. За разлика от операция зависи от начина на процеса, и следователно не притежава свойствата на държавни функции, като "безопасна работа", което може да направи системата.

Единицата за работа, топлина и вътрешната енергия в системата SI е джаул (J). 1 джаул - работна сила от 1 Newton на разстояние от 1 м (1 J = 1 N × M = 1 кг × м 2 / и 2). В старата химическата литература широко се използва единица за количество топлинна енергия и калории (CAL). Калории 1 - е количеството топлина, необходима за нагряване на 1 г вода за 1 ° С 1 кал = 4,184 J. "J. 4.2 топлини на химични реакции удобно, изразени в кило-джаула или килокалории :. 1 кДж = 1000 J, 1 ккал = 1000 кал.

§ 3. Закон на Хес. В химичната термодинамика, първият закон се превръща в закон на Хес, характеризиращи топлинните ефекти на химичните reaktsiy.Teplota като работата не е функция на държавата. Следователно, за да се направи термичния ефект на свойствата на държавни функции, въведени енталпия (D Н), която е насочена промяна D H = D U + P D V при постоянно налягане. Трябва да се отбележи, че P D V = А - разширяване и D Н = -Q (с обратен знак). Enthalpy характеризират съдържанието на топлина от системата, така че на екзотермична реакция намалява D H. Имайте предвид, че топлината освобождаване в химическа реакция (екзотермична) съответства на D H <0, и абсорбцията (ендотермичен) D H> 0. В противоположната система от знаци е приет в стара химическата литература (!) (Q> 0 за екзотермична реакция и Q < 0 за ендотермичен).

Промяната в енталпията (топлинно въздействие) не зависи от реакционния път, и се определя само от свойствата на реагентите и продуктите (Закон на Хес, 1836)

Нека да докажат това със следния пример:

C (графит) + O 2 (г) = CO 2 (г) D H 1 = -393,5 кДж

C (графит) + 1/2 O 2 (г) на CO = (R.) D H 2 = -110,5 кДж

CO (г.) + 1/2 O 2 (г) = CO 2 (г) D H 3 = -283,0 кДж

Тук енталпията на образуване на СО 2 не зависи от това, дали реакцията се извършва в един етап или на две, с междинно образуване на СО (D Н = D H 1 2 + D Н 3). Или с други думи сумата на енталпии на химическите реакции в цикъла е равна на нула:

гниене (7.2),

където I - броят на реакции в затворен кръг.

Във всеки процес, при който началните и крайните състояния са същите вещества, сумата от всички топлини на реакция е равна на нула.

Например, ние имаме поредица от няколко химични процеси, водещи до края на изходния материал и се характеризира с всяка от енталпията, т.е.

(7.3)

След това, в съответствие със закона на Хес,

D H 1 + D H 2 + D H 3 + D H 4 = 0 (7,4)

Получената топлинна ефект е нула, защото в някакъв етап на топлинна енергия се генерира, а от друга - се абсорбира, което води до взаимно удовлетворение.

Закон на Хес позволява да се изчисли топлинните ефекти на тези реакции, за които пряко измерване е непрактично. Например, помислете за реакцията:

Н2 (ж) + O 2 (G) = Н 2 (w) D Н = 1?

Експериментално лесно да се измери тези топлинни ефекти:

Н2 (д) + 1/2 O 2 (G) = Н (гр.) D Н 2 = -285.8 кДж

Н 2 (w) = Н (гр.) + 1/2 O 2 (ж) D 3 Н = -98.2 кДж

Използването на тези стойности, можете да получите:

D H = D H 1 2 - D H 3 = -285,8 + 98,2 = -187,6 (кДж / мол).

Така, че е достатъчно да се измери термичните ефекти на ограничен брой реакции, след това да се изчисли теоретично термичния ефект на реакция. На практика, топлинен ефект табличен D Н е 298 °, измерена при Т = 298,15 К (25 ° С) и налягане Р = 101 325 кРа (1 атмосфера), т.е. при стандартни условия. (Да не се бърка с нормалните стандартните условия!)

На топлинен ефект на D Н е ° - е изменението на енталпията в реакцията на образуване на 1 мол вещество от прости вещества:

От Ca (тв.) + С (графит) + 3/2 O 2 (ж) от CaCO 3 = (тв.) D Н ° 298 = -1207 кДж / мол.

Моля, имайте предвид, че общите състояния на веществата, описани в термохимични уравнения. Това е много важно, защото преходи между съвкупните държави (фазови преходи) са придружени от освобождаването или поглъщане на топлина:

Н2 (д) + 1/2 O 2 (G) = Н (гр.) D Н ° 298 = -285.8 кДж / мол,

Н2 (д) + 1/2 O 2 (G) = Н (G) D Н ° 298 = -241.8 кДж / мол.

Н 2О (G) = Н (гр.) D Н ° 298 = -44.0 кДж / мол.

The топлинен ефект на прости вещества отчитат като нулеви. Ако просто вещество може да съществува в няколко алотропна модификации на D H = 0 °, се дължи на най-стабилната форма при стандартни условия, например, кислород и не озон, графит и диамант не:

3/2 O 2 (г) = O 3 (ж) D Н ° 298 = 142 кДж / мол,

C (графит) = C (диамант) D Н ° = 298 1.90 кДж / мол.

В резултат на право Hess, като се имат предвид по-горе тогава енталпия промяна по време на реакцията ще е равна на сумата от енталпии на образуване на продуктите минус сумата от енталпии на образуване на реагенти на базата на стехиометрични коефициенти на реакцията:

D H (реакция) = SD H F (продукти) - SD H F (реактив) (7.5)

Ние изчисляваме стандартната енталпия на реакция:

4Al (тв.) + 3PbO 2 (а.) = 2AL 2 O 3 (Сол.) + 3Pb (тв.) (A)

The топлинен ефект намираме на референтния данни:

2ai (тв.) + 3/2 O 2 (г) = на Al 2 O 3 (тв.) D Н ° 298 = -1,669.8 кДж / мол, (б)

Pb (тв.) + O 2 (г) = PbO 2 (а.) D Н ° 298 = -276,6 кДж / мол. (C)

От термохимични уравнения могат да бъдат третирани по същия начин, както с алгебрични: умножете броя, събиране, изваждане, преместване термини от една част към друга.

4Al (тв.) + 3О 2 (г) + 3PB (тв.) + 3О 2 (г) = 2AL 2 O 3 (Сол.) + 3PbO 2 (с.)

D Н ° 298 (а) = 2 × D Н ° 298 (б) - 3 х D Н ° 298 (в)

4Al (тв.) + 3PbO 2 (а.) = 2AL 2 O 3 (Сол.) + 3PB (TV.)

D Н ° 298 (а) = 2 × (-1669,8) -3 × (-276,6 ) = -2509,8 кДж.

Моля отбележете, че свободен кислород не участва в реакцията, се редуцира при трансформации. В действителност, не е необходимо да се напише изчисленията в такива подробности. Ако стехиометрични коефициенти са избрани правилно, балансът на всички вещества, непременно се слеят. Повече изчисление накратко D H реакция изписва така:

4Al (тв.) + 3PbO 2 (а.) = 2AL 2 O 3 (Сол.) + 3PB (TV.)

Δ H е ° 298 0 3 × (-276,6) 2 × (-1669,8) 0

D Н ° 298 = 2 × (-1669,8) -3 × (-276,6 ) = -2509,8 кДж.

Роден Цикълът - Haber. Важно развитие и следствие от закона на Хес е да се установи връзката между термодинамичните параметри на реакцията, химикали и енергийни параметри на атом, молекула (йонизация потенциал, електронно сродство, химическа енергия. Съобщението, кристалната решетка, и др.). Така, в "семинар върху Обща химия" и други книги е пример на потенциала за връзка йонизация на натриеви атоми (I Na) енергията молекулата на хлор дисоциация (D Н Diss), сублимация (пулверизиране) натриев (D Н атом), електронно сродство ( E Cl), натриев хлорид кристална решетка (U) и действителната енталпия на образуването на натриев хлорид (D Н мод). Така че можем да
рекорд

D H = D H ARR ч + I Na + Дис D H + E Cl + U (7.6)

Е, вие просто ще трябва да го изградим графично отново.

Обмислете възможността за цикъл Born - Haber в примерните хлориди (дихлорметан) и дихлорид (дихлорметан 2) метали. Стойността на U се изчислява въз основа на закона на Хес (с използването на стари единици - ккал).

Какъв вид на метални хлориди термодинамично по-стабилна? И в двата случая общата стъпка пулверизиране е твърд метал с разходи
неизвестен за нас, но същото количество енергия, D Н атом. Очевидно не, тази стойност определя стабилността на двете хлориди. Йонизация на състоянието на двувалентно изисква много повече енергия, отколкото с една йонизация атом. В етап йонизация на хлор в метиленхлорид при 2, както се изисква да изразходват два пъти повече енергия, отколкото метиленхлорид. Енергично благоприятна форма на дихлорметан 2 и не дихлорметан. Въпреки, че реакцията на 1-4 и даде награда дихлорметан
242 ккал / мол в сравнение с тези, за реакциите дихлорметан 2, това предимство е напълно изгубени в кристалната решетка на крачка формация йон. Победата от енергията на решетката е дихлорметан 2 877 ккал / мол, който е повече от покриване на разходите на енергия в първите етапи на цикъла. Следователно, дори ако съединението метиленхлорид в някакъв момент, е последвано от реакцията на диспропорциониране спонтанно

2MeCl (тв.) = Дихлорметан 2 (а.) + Me (TV.)

влиза дихлорид. Термичния ефект на процеса е равна на
D H = -553 - D Н атом ккал / мол, т.е. много голяма стойност, просто определяне на спонтанни реакции. По този начин, можем да кажем, без преувеличение, че размерът на енергията на кристалната решетка определя химичният или валентна образуват йонно съединение.

Енергията на кристалната решетка в редиците на подобни съединения също определя редица свойства на физическата и химическата природа, като точка на топене и твърдост.

Таблица 6.3.

Някои свойства на натриеви халогениди.

Решетки Energy, ккал / мол Точка на топене, ° C Твърдост, единици. Моос *
NaF 3.25
NaCl 2.5
NaBr 2.25
NaI 2.0

* Над 10 приет твърдост на диамант, за 1 - твърдост на талк.

Ние виждаме, че U и имот е в пряка зависимост от радиуса на йон. Трябва да се изгради графичен цикли, така и справочни данни за оценка на енергийните параметри за магнезиеви хлориди, калций и барий.

§ 4. Вторият принцип (втори закон) закон на термодинамиката. Ентропия. Изолиране на топлина по време на реакцията допринася за факта, че се пристъпва спонтанно, т.е. без външна намеса. Въпреки това, съществуват други спонтанни процеси, в които топлина е равна на нула (например, разширяване на газ в вакуум) или абсорбира (например, амониев нитрат, разтворен във вода). Това означава, че факторът на мощност в допълнение към възможността за процеси засяга друг фактор.

Това се нарича фактор на ентропията или промяна в ентропията. ентропия S е държавна функция и се определя от степента на разстройство в една система. Опитът, включително дневно, показва, че заболяването се проявява спонтанно, и да донесе нещо за подредена държава, трябва да изразходват енергия. Това твърдение - един от съставите на втория закон на термодинамиката.

Има и други форми, например, е както следва: топлина не може спонтанно да премине от по-малко нагрява до повече нагрява тяло (Clausius, 1850). Бар, загрява в единия край, с течение на времето се същата температура през цялото време. Въпреки, че никога не е обратен процес - на бара е равномерно загрява спонтанно става по-топло в единия край, а другият по-студено. С други думи, термичната проводимост на процеса е необратимо. За да отнемат топлината от по-студен тяло, което трябва да изразходват енергия, например, домакински хладилник консумира този ток.

Помислете за един плавателен съд, разделен с преграда на две части, пълни с различни газове. Ако отстраните даден дял, газовете се смесват и никога не се разделят отново спонтанно. Добавете една капка мастило в контейнер с вода. Мастилото се разпределя в целия обем вода и никога събират
Една капка спонтанно. И в двата случая, спонтанно срещащи процеси са придружени от увеличаване на заболяването, т.е. увеличаване на ентропията (D S> 0). Ако разгледаме изолирана система, вътрешната енергия, която не може да се промени, спонтанността на процеса само изменение в ентропията е дефиниран в това: в изолирана система спонтанно се само процеси, придружени от увеличаване на ентропията (Болцман, 1896). Това е и един от съставите на втория закон на термодинамиката. Ясно проява на ентропията фактор може да се види на фазовите преходи ледена вода, водна пара, протичащ при постоянна температура. Както знаете това е съпроводено с поглъщане (пробие нагоре - охлаждане) и топлина (замразяване - затопляне), така че

D H D = D S × T (7.7) ,

където D H D - "латентна" топлина на прехода от фаза. Фазовият преход ледена вода-пара - D S L <D S в <D S N, т.е. ентропията се увеличава с прехода от твърдо в течно състояние и от течност в газ, и неговата стойност е по-голяма, молекулите се движат хаотично. Така, ентропията отразява структурни различия от същия химичен елемент, молекулата вещество. Например, за една и съща вода Н 2О - кристал, течност, пара; въглерод - графит и диамант, като алотропна модификация, и т.н.

Абсолютната стойност на ентропията може да се изчисли с помощта на третия закон на термодинамиката (постулат на Планк), който гласи, че ентропията на перфектен кристал при 0 К е равна на нула Лим D S = 0 (при T®0).

Мерната единица в система ентропията на Социнтерна на е J / K × мол. Разбираемо е, че температурата на абсолютната нула е недостижима (следствие от втория закон на термодинамиката), но е важно за определяне на температурата - Келвин мащаб.

В допълнение, има и друга функция на състоянието на материята - специфичната топлина

D с = D H / D T, ( 7.8)

който има същите размери като ентропията, но се отнася до способността на дадено вещество да се получи (приемане) на топлина, когато температурните промени. Например, когато температурата е 100 ° С стоманата бързо загрява и охлажда, съответно, от тухла, така печката се поставя в тухла. Специфичният топлинен капацитет или кътник таблично в наръчници обикновено за изобарни условия - в р.

Стандартната абсолютна ентропия S ° 298 формиране на определени вещества, изброени в справочници. Имайте предвид, че за разлика от H F на D прости вещества имат стойности S ° 298> 0, тъй като техните атоми и молекули също са безразборни топлинна движение. За промяната на ентропията в реакцията може да се приложи и следствие от закона на Хес:

D S (реакция) = S S (продукти) - S S (реактив) (7.9)

D S> 0, съгласно втория закон на термодинамиката облагодетелства с реакцията, D S <0 - позволява.

Качествено, можем да прогнозираме реакцията на знак D S Обобщените състояния на реактиви и продукти. D S> 0 за топене на твърди вещества и течности се изпаряват, кристалите се разтварят, разширяване на газа, химически реакции, водещи до увеличаване на броя на молекули, особено молекули в газообразно състояние. D S <0 за компресиране и кондензация на газ, течност втвърдяване, реакции, свързани с намаляване на броя на молекулите.

Използването на референтните данни, изчисли D S ° 298 реакция (а).

4Al (тв.) + 3PbO 2 (а.) = 2AL 2 O 3 (Сол.) + 3PB (TV.)

S ° 298 28.32 4 × 3 × 76.6 × 2 × 3 50.99 64.89

D S ° 298 = 2 х 50,99 + 3 × 64,89-4 × 28,32-3 × 76,6 = -46,4 J / K.

По този начин коефициентът на ентропията че инхибира реакцията и фактора на мощността (виж по-горе.) - Неблагоприятно.

Дали от реакцията на случая? За да отговорим на този въпрос, трябва да се помисли два фактора едновременно: енталпия и ентропия.

§ 5. Свободна енергия на Гибс. Критерии спонтанността на химичните реакции. Едновременно с квоти за факторите, енергийни и ентропията води до идеята за още един пълен статут функция - свободната енергия. Ако измерванията се извършват при постоянно налягане, стойността се нарича Гибс свободната енергия (в старата химическата литература - изобарно-изотермичен потенциал) и се означава с D G.

Свободната енергия на Гибс е свързана с уравнението на енталпията и ентропия:

D G = D H - T D S (7.10)

където Т - температурата в градуси по Келвин. Промяната в Гибс свободна енергия по време на реакцията на образуване на 1 мол вещество от елементи в стандартни състояния нарича свободна енергия на образуване Δ G ° и обикновено се изразява в кДж / мол. Безплатна енергия от образуване на прости вещества отчитат като нулеви. За промяната на Гибс свободната енергия на реакцията, е необходимо от сумата на свободните енергии на образуване на продуктите Пребройте свободните енергии на образуване на реагентите на базата на стехиометрични коефициенти:

D G (реакция) = SD G (продукти) - SD G (реактив) (7.11)

Спонтанна реакция съответства D G <0. Ако D G> 0, реакцията при тези условия не е възможно. Помислете за реакция (а)

4Al (тв.) + 3PbO 2 (а.) = 2AL 2 O 3 (Сол.) + 3PB (TV.)

Δ G ° 298 0 3 × (-219,0) 2 × (-1576,5) 0

Δ G ° 298 = 2 × (-1576,5) -3 × (-219,0 ) = -2496 кДж.

Има и друг метод за изчисляване D G реакция. Ние открихме, че стойността на Δ H и Δ S, след това D G = D H - T D S

D G ° = -2,509.8 кДж 298 - 298,15 K × (-0,0464 килоджаул / K) = -2496 килоджаул.

По този начин, реакцията на (1) при стандартни условия настъпва спонтанно. Вход Δ G показва възможността на реакцията само в условията, за които са извършени изчисления. За по-задълбочен анализ е необходимо да се разглежда отделно от факторите, енергийни и ентропията. Има четири възможни случаи:

Таблица 7.3.

Определяне на възможно химична реакция

критерии възможност
D H <0, D S> 0 И двата фактора благоприятстват реакцията. Обикновено тези реакции протичат бързо и напълно.
D H <0, D S <0 Енергийна фактор благоприятства реакция ентропията предотвратява. Реакцията е възможно при ниски температури.
D H> 0, D S> 0 Енергийна фактор предотвратява реакция ентропията блага на. Реакцията е възможно при високи температури.
D H> 0, D S <0 И двата фактора пречат на реакцията. Такава реакция не е възможно.

Ако стандартните условия на реакция D G> 0, но факторите на енергия и ентропията са противоположно насочени, че е възможно да се изчисли условията, при които става възможно реакцията. D Н и D S химическа реакция се са слабо в зависимост от температурата, ако някой от реагентите или продуктите не изпитват фазови преходи. Въпреки това, в допълнение към коефициента на ентропията D S също е включен, и абсолютната температура T. По този начин, с повишаване на температурата, част от коефициента на ентропията се увеличава и при температура над Т »Г H / D S реакция започва да става назад.

Ако D G = 0, тогава системата е в състояние на термодинамично равновесие, т.е. D G - термодинамичен критерий на химични реакции равновесни (виж по-горе фаза вода преходи).

По този начин, анализ на функцията на състоянието на системата - енталпия, ентропията и Гибс свободната енергия - и техните промени по време на химическата реакция, е възможно да се определи дали тази реакция възникне спонтанно, и по този начин да отговори на въпросите, поставени в началото на тази лекция.

Повече напълно отразени в хода на термодинамиката физикохимия и неговото прилагане на аспектите ще учат в хода на топлотехниката, и други.


Лекция 9