17.Энергия Гиббса, Гельмгольца. Критерии направленности химических процессов.

Свободная энергия Гиббса (или просто энергия Гиббса, или потенциал Гиббса, или термодинамический потенциал в узком смысле) — это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции и дающая таким образом ответ на вопрос о принципиальной возможности протекания химической реакции; это термодинамический потенциал следующего вида:

Энергию Гиббса можно понимать как полную химическую энергию системы (кристалла, жидкости и т. д.)

Понятие энергии Гиббса широко используется в термодинамике и химии.

Самопроизвольное протекание изобарно-изотермического процесса определяется двумя факторами: энтальпийным, связанным с уменьшением энтальпии системы (ΔH), и энтропийным T ΔS, обусловленным увеличением беспорядка в системе вследствие роста ее энтропии. Разность этих термодинамических факторов является функцией состояния системы, называемой изобарно-изотермическим потенциалом или свободной энергией Гиббса (G, кДж)

Свобо́дная эне́ргия Гельмго́льца (или просто свобо́дная эне́ргия) — термодинамический потенциал, убыль которого в квазистатическом изотермическом процессе равна работе, совершённой системой над внешними телами.

Обратимость не нашел =\

Билет 18 обратимые и не обратимые реакции.

Все химические реакции можно разделить на две гpуппы: необратимые и обратимые.Необратимые реакции могут протекать только в одном направлении — от исходных веществ к продуктам реакции. Они протекают до конца, до полного израсходования одного из реагентов. Все химические реакции можно разделить на две гpуппы: необратимые и обратимые.

Необратимые реакции могут протекать только в одном направлении — от исходных веществ к продуктам реакции. Они протекают до конца, до полного израсходования одного из реагентов. Примером необратимой реакции является взаимодействие натрия с водой:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2?

При достаточном количестве воды реакция закончится только тогда, когда полностью израсходуется весь натрий. Если попытаться провести эту реакцию в обратном направлении, т.е. пропускать водород через раствор гидроксида натрия, то металлического натрия снова не получится — данная реакция не может протекать в обратном направлении.

Обратимые реакции могут протекать в двух взаимно противоположных направлениях. Они протекают не до конца, т.е. в случае обратимой реакции ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. В уравнениях обратимых реакций вместо знака равенства ставят две стрелки, которые символизируют протекание реакции как в прямом (верхняя стрелка), так и в обратном (нижняя стрелка) направлениях. Примером обратимой реакции в газовой фазе является синтез аммиака.

Если нагретую азото-водородную смесь пропустить над соответствующим катализатором, то через некоторое время в ее составе можно будет обнаружить все три вещества: азот, водород и аммиак. Если чистый аммиак нагреть при тех же условиях, то через некоторое время в смеси будут обнаружены снова три вещества: азот, водород и аммиак. Таким образом, данная реакция является обратимой, т.к. при одних и тех же условиях протекают два взаимно противоположных процесса: синтез аммиака и его разложение.

Спустя некоторое время в системе установятся постоянные концентрации исходных веществ и продуктов реакции (для рассмотренного случая — концентрации азота, водорода и аммиака), т.е. скорости прямого и обратного процессов будут равны, такое состояние системы называется химическим равновесием. Концентрации веществ, которые устанавливаются в состоянии химического равновесия, называют равновесными концентрациями.

Реакции между растворенными в воде электролитами (ионные реакции) протекают обратимо, если среди образующихся веществ нет ни газов, ни осадков, ни слабых электролитов.

Количественной характеристикой химического равновесия служит величина, называемая константой химического равновесия. Для записанной в общем виде обратимой реакции.