4.5.5. Направление химических реакций в неизолированных системах. Энтальпийный и энтропийный факторы химических реакций. Энергия гиббса

Как было показано выше, самопроизвольное протекание химических процессов сопровождается стремлением системы, с одной стороны, перейти в состояние с наименьшей энергией, т.е. выделить теплоту в окружающую среду - уменьшить энтальпию (стремление к порядку) и, с другой стороны, - в состояние с наибольшим беспорядком, т.е. увеличить энтропию (стремление к беспорядку). Поэтому, чтобы судить о возможности самопроизвольного протекания реакции, необходимо учитывать два фактора - энтальпийный (H) и энтропийный (S) (при p = const и T = const). Произведение T·S дает энтропийному фактору размерность энергии, т.е. Дж/моль.

Общая движущая сила процесса	=	Энтальпийный (энергетический) фактор H	– ­	Энтропийный фактор T· S
		“противодействие”

Оба фактора определяют движущую силу химической реакции и для установления возможности ее самопроизвольного протекания должны оцениваться одновременно. Это осуществляется при помощи термодинамической функции состояния, которая называется энергией Гиббса (G):

G = H - T·S

Изменение энергии Гиббса представляет собой энергию, связанную с изменением энтальпии за вычетом энергии, необходимой для повышения неупорядоченности системы; другими словами речь идет об энергии, которая выделяется системой и может быть использована для совершения работы над ее окружением. Поскольку любая система самопроизвольно переходит в состояние с более низкой энергией, то процесс будет обладать способностью к самопроизвольному протеканию при условии, что знак G < 0. Таким образом, при p = const и T = const самопроизвольно протекающие процессы идут в сторону уменьшения энергии Гиббса, поэтому условием (критерием) самопроизвольного протекания процесса при заданных T и p является неравенство  G < 0. Чем меньше  G, тем сильнее стремление к протеканию данного процесса и тем дальше он находится от состояния равновесия, при котором

где - температура равновероятности протекания прямой и обратной реакций.

Если G > 0, процесс самопроизвольно протекать не может. Критерием направления и предела самопроизвольного протекания процесса при V = const и T = const является разность

A = U - T·S

Величина A называется энергией Гельмгольца и является функцией состояния.

4.5.6. Расчет величины g

Величину DG того или иного процесса в стандартных условиях можно рассчитать, используя ее свойство функции состояния. Для реакции, протекающей по уравнению:

aA + bB = pP + qQ

G°(298 К) = [pfG°(298 К, P) + qfG°(298 К, Q)] – [afG°(298 К, A) + bfG°(298 К, B)]

(4.18).

где _fG(298 К) – стандартная энергия Гиббса образования сложного вещества. Под стандартной энергией Гиббса образования _fG(298 К) понимают изменение энергии Гиббса в реакции образования 1 моль сложного вещества из простых веществ в стандартных условиях (T = 298,15 K, p = 101,3 кПа). Для простых веществ, устойчивых в стандартных условиях, _fG(298 К) = 0. Для многих веществ величины _fG(298 К) являются справочными.

Изменения стандартной энергии Гиббса _fG(298 К) в реакции может быть рассчитано также по уравнению (4.15):

если известны изменения стандартных энтальпии и энтропии химической реакции, а также температура.