9) Энергетические эффекты химических реакций. Энтальпия. Закон Гесса. Следствия из закона Гесса. Расчет теплового эффекта химической реакции.

_{Энергетические эффекты химических реакций. Изменение энергии системы при протекании в ней химической реакции при условии, что система не совершает никакой другой работы. При постоянном давлении – это H – энтальпия реакции. В стандартных условиях H0 Если теплота выделяется то H<0, реакция экзотермическая. Если H>0 то реакция эндотермическая, теплота поглощается. Энерг эффект хим реакции может проявляться как чисто тепловой, связ с изменением внутр эн сис, например реакция нейтрализации в разбавленном растворе: H+ + OH- = H2O + 57 кДж. Для этого случая можно записать, что весь тепловой эффект ∆Q при постоянном объеме равен изменению внутренней энергии ∆U:  ∆Qv = ∆U}

_{Однако если смешать в пробирке водные растворы карбоната натрия и соляной кислоты и быстро закрыть пробирку пробкой, то через некоторое время система совершит механическую работу, "выстрелив" пробкой.}

_{Энтальпия характеризует энергетическое состояние вещества,но включает энергию,затрачиваемую на преодоление внешнего давления,т.е на работу расширения.}

_{Колличество теплоты, которое выделяется при реакции наз. тепловым эффектом.}

_{ГЕССА ЗАКОН: тепловой эффект химической реакции при отсутствии работы внешних сил зависит только от природы исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от промежуточных химических превращений в системе(тепловой эффект химического процесса зависит только от начального и конечного состояния веществ и не зависит от промежуточных стадий рпоцесса). Основной закон термохимии; установлен Г. И. Гессом в 1840. Следствие. Тепловой эффект реакции равен разности сумм теплот образования продуктов и реагентов с учетом стехиометрических коэффициентов, стоящих в уравнении.}

_{H=U+pV-расчет энтальпии.}

10) Энтропия. Энергия Гиббса. Термохимические расчеты.

_{ЭНТРОПИЯ (S), Мера неупорядоченности состояния системы. W – число микросостояний системы, термодинамическая вероятность. S = RlnW. Неравновесные процессы в изолированной системе сопровождаются ростом энтропии, они приближают систему к состоянию равновесия, в котором S максимальна. Понятие «энтропия» введено в 1865 Р. Клаузиусом. Статистическая физика рассматривает энтропию как меру вероятности пребывания системы в данном состоянии (Больцмана принцип). Понятием энтропии широко пользуются в физике, химии, биологии и теории информации}

_{ГИББСА ЭНЕРГИЯ (изобарно-изотермический потенциал, свободная энтальпия), один из потенциалов термодинамических системы. Обозначается G, определяется разностью между энтальпией H и произведением энтропии S на термодинамическую температуру Т: G = H — T·S. Изотермический равновесный процесс без затраты внешних сил может протекать самопроизвольно только в направлении убывания энергии Гиббса до достижения ее минимума, которому отвечает термодинамическое равновесное состояние системы. Названа по имени Дж. У. Гиббса.}

_{Стандартные условия:}

_{концентрация 1 моль в 1000г растворителя, давление 101325 Па, температура 298,15 К.}

_{Стандартное состояние-состояние вещества при стандартных условиях.}

_{Изменение энергии Гиббса как критерий возможности химической реакции: Для данной температуры ∆G = ∆H - T∆ S. При ∆G < 0 реакция возможна; при ∆G > 0 реакция невозможна; при ∆G = 0 система находится в равновесии. Возможность самопроизвольной реакции в изолированной системе определяется сочетанием знаков энергетического (энтальпийного) и энтропийного факторов:}

∆H	∆S	Возможность самопроизвольной реакции
+	-	Нет
-	+	Да
-	-	Зависит от соотношения ∆H и T∆ S
+	+	Зависит от соотношения ∆H и T∆ S