Вопрос7.

Энергия Гиббса и энергия Гельмгольца как критерий самопроизвольного протекания процесса и термодинамической устойчивости химических соединений.Таблица стандартных энергий Гибба образования веществ.

Энергия Гиббса-это величина, показывающая изменение энергии в ходе хим.реакции и дающая ответ на вопрос о принципиальной возможности протекания хим.реакции.

G=U+PV-TS, . где U — внутренняя энергия, P — давление, V — объем, T — абсолютная температура, S — энтропия.

Применение в химии

В химических процессах одновременно действуют два противоположных фактора — энтропийный (TΔS) и энтальпийный (ΔH). Суммарный эффект этих противоположных факторов в процессах, протекающих при постоянном давлении и температуре, определяет изменение энергии Гиббса (G): . ΔG=ΔH-TΔS

Из этого выражения следует, что ΔH = ΔG + TΔS, то есть некоторое количество теплоты расходуется на увеличении энтропии (TΔS), эта часть энергии потеряна для совершения полезной работы, её часто называют связанной энергией. Другая часть теплоты (ΔG) может быть использована для совершения работы, поэтому энергию Гиббса часто называют также свободной энергией.

ΔG<0,процесс самопроизвольный(система положительная)

ΔG>0,самопроизв.реакция не идет(надо приложить такую энергию)

ΔG=0,равновесие

ΔH ответственна за стремление системы обладать минимальным запасом энергии.( ΔН<0,TΔS>0)

Рассчет.

1)ΔG=(cG_C+dG_D)-(aG_A +bG_B)

2) ΔН-ТΔS

3)-RT*lnKр

ΔG простых веществ=0

ΔG веществ-в литературе

ΔS=(cSC+dSD)-(aSA +bSB)-абсолютное значение энтропии

[S]=Дж/моль*К

[ΔG]=Дж/моль

Kравн=-G/RT

Характер изменения энергии Гиббса позволяет судить о принципиальной возможности осуществления процесса. При ΔG < 0 процесс может протекать, при ΔG > 0 процесс протекать не может (иными словами, если энергия Гиббса в исходном состоянии системы больше, чем в конечном, то процесс принципиально может протекать, если наоборот — то не может). Если же ΔG = 0, то система находится в состоянии химического равновесия.

Обратите внимание, что речь идёт исключительно о принципиальной возможности протекания реакции. В реальных же условиях реакция может не начинаться и при соблюдении неравенства ΔG < 0 (по кинетическим причинам).

Энергия Гиббса названа в честь одного из основателей термодинамики, Джозайя Уилларда Гиббса.

Свобо́дная эне́ргия Гельмго́льца (или просто свобо́дная эне́ргия) — термодинамический потенциал, убыль которого в квазистатическом изотермическом процессе равна работе, совершённой системой над внешними телами. Свободная энергия Гельмгольца для системы с постоянным числом частиц определяется так: , где U — внутренняя энергия, T — абсолютная температура, S — энтропия.

Отсюда дифференциал свободной энергии равен:.

Видно, что это выражение является полным дифференциалом относительно независимых переменных T и V. Поэтому часто свободную энергию Гельмгольца для равновесного состояния выражают как функцию .

Для системы с переменным числом частиц дифференциал свободной энергии Гельмгольца записывается так: .

Свободные энергии Гельмгольца и Гиббса

В приложениях «свободной энергией» иногда называют не свободную энергию Гельмгольца, а энергию Гиббса. Это связано с тем, что энергия Гиббса также является мерой максимальной работы, но в данном случае рассматривается только работа над внешними телами, исключая среду: , где G — энергия Гиббса.

8.обратимые и необратимые реакции и состояние химического равновесия. Качественная характеристика состояния химического равновесия и его отличие от кинетически заторможенного состояния системы.

Необратимые химические реакции протекают до конца-до полного израсходования одного из реагирующих веществ. Обратимые реакции протекают не до конца, т.е ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Это различие связано с тем, что необратимая реакция протекает в одном направлении. Обратимая же реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлениях.

Необратимая реакция:

NH4NO2=N2+H2O

Обратимая реакция:

CaCO3=CO2+CaO

Когда скорости прямой и обратной реакций становится одинаковыми, наступает химическое равновесие. Качественной характеристикой химического равновесия служит величина, называемая константой химического равновесия.

H2+I2=2HI

V1=K1(H2)(I2)

V2=K2(HI)^2

В момент равновесия V1=V2. В момент равновесия реакции продолжают идти, но концентрации реагентов не меняются. Кинетически заторможенное состояние, когда V1,2=0( резкое понижение t примерно 200С)