Расчет изменения энергии Гиббса в химических реакциях Стандартная энергии Гиббса образования и сгорания веществ
1 рассчитывают изменения энергии Гиббса можно производить различными способами
1 способ G=H-TS DGр-ц=DHp-TDSр-ц
2
способ если извесны конкретные значения
изменения энергии Гиббса продуктов и
исходных веществ то можно
Энергию Гиббса реакции можно рассчитать используя энергию Гиббса образования и сгорания веществ DGсгор DGc
DGобр
DGf
Энергия
Гиббса сгорания вещ-ва это изменение
Энер Гиббса реакции окисления 1 м данного
вещ-ва до конечных оксодов
Стандартная энергия Гиббса образования вещ-ва это изменение Энергии Гиббса образования из простых веществ одного Моля вещ-ва при стандартных условиях
Принято считать что стандартная энергия Гиббса образования простых вещ-в=0 и стандартная энергия Гиббса сгорания оксидов в max степени окисления=0
Химический потенциал
Известно что в химических реакциях меняется количество веществ тех или иных участников то поэтому энергия Гиббса в состоянии равновесия зависит также от количества компонентов системы
G=f(PTn…..ni) по этому мы вводим дополнительные члены в уравнение dG=Vdp-SdT
dG=VdP=SdT+m1n1+…+mini m- является хим потенцалом каждая из множителе частная производная энергии Гиббса по количеству соответствующих веществ
подобно
тому как теплота является движущей
силой при теплопередачи так как и
химический потенциал является движущей
силой при массовом переносе как и
остальные интенсивные переменные в
соответствующих процессах химический
потенциал вещества выравнивается и в
момент достижения равновесия становиться
одинаковым во всех существующих фазах
если условия реакции является изотермо-
изобарные то данное выражения сводится
к сумме порциальных энергий Гиббса
относится к отдельным компонентом
системы
хический потенциал это часть энергии Гиббса системы которая приходит на 1моль вещества след. Для изотермо-изобарн процессов хим M компонента системы отождествляется с молярной массой энергией Гиббса
для изотермо-изохор
условий хим потенциал =DT=0
DV=0
Химический потенциал есть функция опред направления и предел самопроизвольного перехода данного компонента из одной фазы в другую при соответствующих превращениях путем испарения взаимодействия и кристаллизации
Химический потенциал является функцией состояния системы зависит от P T V состояния системы для одного моля идеального газа справедливо равенство
-химический
потенциал
В случае когда колич газа=1 условием самопроизв протекание процесса в системе может служить след неравенство
процесс идет
самопроизвольно
в системе наблюдается
динамическое равновесие
Равновесное состояние Закон действующих масс
о химическом равновесии можно говорить при выполнении 2-х условий 1 реакция должна быть обратима 2 должна находится в состоянии термодинамического равновесия
На всякое состояние покоя система рассматривается как термодинамическое равновесия при отсутствии вид а реакции не свидетельствует о наступлении сущ равновесия Поэтому хим равновесия следует понимать не как состояние покоя а как процесс идущий беспрерывно с одинаковой скоростью в обоих направлениях при этом концентрация вещества не изменяется что и создает видимость покоя такое состояние системы принято называть химическим динамическим равновесием
Пример CH3COOH+C2H5OH-----CH3C=O +H2O
-O-C2H5
В данном случае одновременно протекает как реакция этерификации так и реакция омыления сложного эфира В начальный момент времени скорость обоих реакций различны но потом наступит момент когда V1=V2 и система переходит в состояния равновесия хотя и в этот момент идут реакции образования эфира и его омыления Tобр в равновесной системе не ни продуктов ни реагентов все вещества одновременно участвуют в создании равновесного вещества наз продуктами и реагентами только формально
Закон Действующих масс для равновесной системы в состояния равновесия отношения производ действующих масс продуктов реакции к произведению действующих масс вещества возведенные в степени равные в стехиометрических коэффициентах есть величина постоянная наз константой равновесия
Под действующими массами понимают равновесные концентрации участников реакции
Пример в системе протекает реакция
aA+bB---cC+dD
V1=V2
константа
равновесия через концентрацию участники
реакции газы то вместо равновесной
концентрации в данное выражение
подставляют давление газа
мольная доля
P-общие давление газов
Dn- изменение количества молей