17) Стандартная теплота образования, сгорания.

При расчетах тепловых эффектов, особенно важны два вида тепловых эффектов :1) теплота образования 2) теплота сгорания.

Стандартная теплота образования – тепловой эффект образования 1 моля химического соединения из соответствующих ему простых веществ при стандартной t0 =298 К, и давления в 1 атм.

Теплоты образования простых веществ условно принимаются =0. На основе стандартных теплот образования можно рассчитывать тепловые эффекты многих реакций, не прибегая к эксперименту.

Теплота сгорания вещества называется тепловой эффект реакции окисления 1 ого моля вещества до CO2 – газообразного и H2O жидкое для органических веществ и до оксидов и воды для неорганических веществ

18) Энтропия – мера хаотичности системы.

Предположение о том, что экзотермические соединения являются устойчивыми, было введено в химию более 100 лет назад. Был сформулирован принцип, согласно которому химические процессы осуществляются только в том случае, если они сопровождаются выделением теплоты. Наряду с экзотермическими, известно несколько типов реакций, протекающих самопроизвольно с эндотермическим эффектом. Рассмотрим систему, состоящую из двух газов, находящихся при одной температуре, в каком- то объеме, разделенных перегородкой. После удаления перегородки происходит смешение газа по всему объему расходятся молекулы. Состояние смешения по всему объему более вероятно, чем они находятся в своих частях сосуда, т.к. оно разупорядочено. Процесс смешения газов, не реагирующих между собой, протекает самопроизвольно и без изменения энергии. Обратный процесс, т.е. разделение газа самопроизвольно не произойдет. Движущей слой смешения газов являются силы, стремящиеся перевести систему в более вероятное и разупорядоченное состояние.

где Ω- вероятность системы, R – газовая постоянная

Энтропия – логарифмическое выражение вероятности существования веществ и их состояний. Она является также как и энтальпия, финкцией состояния системы, т. е. она изменяется переходя из одного состояния в другое. Величина энтропии зависит от агрегатного состояния вещества.

ΔS = ΔSконеч – ΔSначальное.

Если процессы происходят без изменения энтальпииΔН=0 , то реакция протекает самопроизвольно ΔS>0. Знак изменения энтропии реакции можно предсказать взависимости от состояния участвующих в реакции веществ. Если реакция вытекает без изменение объема, то предсказать изменение энтропии невозможно в этом случаи нужно использовать данные справочника и проводить вычисления энтропии .

∆S<0 => беспорядок в системе уменьшается и система стремится к упорядоченности. ∆S>0 => беспорядок в системе увеличивается и система стремится к хаотичности.

∆H<0, ∆S<0 => реакция возможна при низких температурах. ∆H>0, ∆S>0 => реакция возможна при высоких температурах. ∆H<0, ∆S>0 => реакция возможна при любых температурах. ∆H>0, ∆S<0 => реакция невозможна, либо возможен обратный процесс

19) Изобарно-изотермический потенциал.

В процессах, происходящих в природе, действуют 2 конкурирующие тенденции: 1) стремление системы перейти в состояние с наименьшей энергией, т. е. с понижением энтальпии и 2) стремление системы перейти в состояние с максимальной степенью разупорядоченности системы, т.е. повысить энтропию.

Если в процессе степень беспорядка не изменяется, то направление процесса определяется изменением энтальпии и процесс происходит самопроизвольно в направлении уменьшения этальпии.

Если процесс происходит без изменения энергетического запаса , то фактором, определяющим направление реакции, является энтропия и процесс происходит самопроизвольно в сторону увеличения энтропии .

Если одновременно изменяется энтальпия и энтропия, то направление самопроизвольного процесса протекает в том направлении, в котором общая суммарная движущая сила системы будет уменьшаться.

Для реакции, протекающей при t=const, p=const такой движущей силой является изобарно – изотермический потенциал ( G ) открыл ученый Гиббс. Этот потенциал связан с энтальпией, энтрапией и температурой.

;

По знаку изменения изобарно – изотермического потенциала можно судить о направлении процесса. Если ,то реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении. Если ∆ G>0 , то реакция невозможна, либо возможен обратный процесс. Если ∆ G=0, то термодинамически возможны как прямая так и обратная реакция. Отсутствие изменения энергии Гиббса является термодинамическим условием установления химического равновесия.

Влияние Tемпературы на определяется знаком и величиной S. Если реакция протекает с увеличением энтрапии∆S>0 и повышением Т, то это приводит к увеличению отрицательного значения ∆G, что способствует протеканию процесса. Для реакции, протекающей с уменьшением S, повышение Т препятствует протеканию процесса и приобретает положительное значение. Если в процессе энтрапия S=0, то Т не влияет на значение G. ∆H<0, ∆S<0 => реакция возможна при низких температурах. ∆H>0, ∆S>0 => реакция возможна при высоких температурах. Если ∆H<0, ∆S>0 =>всегда ∆G<0, это значит экзотермические реакции с увеличением энтрапии возможны при любых температурах. Если ∆H>0, ∆S<0=> всегда ∆G>0Эндотермические реакции протекают только в обратном направлении.