5.Энергия Гиббса. Критерии определения реакционной способности

В закрытых системах критерием направленности является энергия Гиббса и Гельмгольца ∆G или ∆F.

∆G=∆H – T*∆S; ∆F=∆U – T*∆S. Если ∆G>0, G→G_max; ∆F>0, F→F_max , то самопроизвольно может протекать только обратный процесс ( прямой процесс невозможен). Если ∆G<0, G→G_min; ∆F<0, F→F_min , то самопроизвольно может протекать только прямой процесс (обратный процесс невозможен). Если ∆G=0, G=G_max; ∆F=0, F=F_max , то система находится в термодинамическом равновесии. ∆G=∆H – T*∆S (зависит от энтальпийного и энропийного факторов) ∆Н<0, ∆S>0 - процесс возможен при любых значениях температур.

∆Н<0, ∆S<0, Т<∆Н/∆S – процесс возможен при низких температурах. ∆Н>0, ∆S>0, Т>∆Н/∆S – процесс возможен при высоких температурах. ∆Н>0, ∆S<0, ∆G>0 - процесс не возможен при любых значениях температур. ∆G=0, Т=∆Н/∆S Т – температура равновесного протекания реакции (начала реакции). Энергия Гиббса при стандартных условиях называется стандартной энергией Гиббса. ∆G⁰₂₉₈ = Σ_N ∆G⁰₂₉₈f(продукты) - Σ_N ∆G⁰₂₉₈f(исходные вещества).

Химическая кинетика и химическое равновесие

1.Закон действия масс для химических систем, константа химического равновесия.

Закон действующих масс - скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Для одностадийной гомогенной реакции типа А+В ® продукты реакции этот закон выражается уравнением: v = k c_A c_B, где v - скорость реакции; c_A и c_B - концентрации веществ А и В, мольл; k - коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции. Физический смысл константы скорости реакции k следует из уравнения закона действующих масс: k численно равна скорости реакции, когда концентрации каждого из реагирующих веществ составляют 1 моль/л или их произведение равно единице. Константа скорости реакции зависит от температуры, от природы реагирующих веществ, но не зависит от их концентрации. Константа химического равновесия характеризует сдвиг равновесия (s) обратимой реакции в ту или иную сторону. Константа равновесия для каждой химической реакции определяется экспериментальным путем. Зависит от природы реагентов и от температуры и не зависит от давления ( при не очень высоких давлениях) и от концентраций реагентов и продуктов реакции, от наличия или отсутствия примесей. К.х.р. равна отношению произведения равновесных концентраций полученных веществ реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ этой реакции, причем значение каждой концентрации возводится в степень, равную стехиометрическому коэффициенту, перед формулой соответствующего вещества в уравнении реакции. К.х.р. характеризует и различные химические реакции, протекающие между веществами, которые находятся в различных агрегатных состояниях. Следует, однако, обратить внимание на способ выражения концентраций, так как в определенных условиях реакции некоторые из них могут оставаться постоянными. Реакция описывается уравнением: aA + bB = cC + dD , где a, b, c, d - коэффициенты уравнения реакции; A, B, C, D - химические формулы веществ. Константа равновесия:

K =[C]^c[D]^d /[A]^a[B]^b. Квадратные скобки показывают, что в формуле участвуют молярные концентрации веществ. 

2.Принцип Ле Шателье: внешнее воздействие на систему, находящуюся в состоянии равновесия, приводит к смещению этого равновесия в направлении, при котором эффект произведенного воздействия ослабляется.

-Увеличение давления смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема.

-Повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции.

-Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещают равновесие в строну прямой реакции.

-Катализаторы не влияют на положение равновесия.