2. Закон Гесса (1840):

Изменения энтальпии хим. реакции зависит только от начального и конечного состояния вещ-в и не зависит от пути перехода.

Пусть ∆H =

Значение з. Гесса:

Он даёт возможность рассчитать тепловые эффекты реакций, кот. нельзя определить опытным путём.

Следствие из з. Гесса:

Изменение энтальпии хим. реакции = разности сумм изменения энтальпии продуктов р-ции и исходных вещ-в с учётом стехиометрических коэффициентов.

Практическое применение законов термохимии: В химической промышленности тепловые эффекты нужны для расчета количества теплоты для нагревания реакторов, в которых идут эндотермические реакции. В энергетике с помощью теплот сгорания топлива рассчитывают выработку тепловой энергии. Врачи-диетологи используют тепловые эффекты окисления пищевых продуктов в организме для составления правильных рационов питания не только для больных, но и для здоровых людей - спортсменов, работников различных профессий. Термохимический способ обработки алмаза.

6. 2-й закон термодинамики. Энтропия. Направление протекания химической реакции.

2-ой закон термодинамики: 1 формулировка: невозможен процесс, единственным результатом кот. было бы превращение теплоты в работу. 2 формулировка: состояние с max энтропией явл-ся наиболее устойчивым состоянием для изомер. системы. 3 форм-ка: полная энтропия всегда увел-ся при самопроизвольном процессе. ∆S>0. Энтропия S- это термодинамическая ф-ция, кот. количественно характеризует меру беспорядка хим. системы в зависимости от вероятности данного состояния системы.

S= k* lg w; S=[ ]

w- термодинамич. постоянная данного состояния системы, т.е число способов, кот. осуществ-ся данное состояние;

k- коэфф. Больцмана ; k= ; R= 8,314 ; = 6,02* ;

Энтропия увел-ся при переходе из твёрдого состояния в жидкое , из жидкого в газообразное при растворении кристаллов; при расширении газов и при хим. реакциях, приводящих к увеличению числа молей газообразных вещ-в.

; = [ ]

Направления протекания хим. реакций:Направления, в кот. самопроизвольно протек. хим. реакции определяются совместными действиями двух факторов: 1. Тенденцией к переходу системы в состояния с наименьшей внутр. энергией, т.е стремлением системы к порядку –энтальпийный фактор ∆H. 2. Тенденцией достижения наиболее вероятного состояния системы, а именно стремлением системы к беспорядку- энтропийный фактор ∆S.

7. Изменение изобарно-изотермического потенциала (энергия Гиббса). Расчёт энергии Гиббса для стандартных условий. Уравнение Гиббса. Анализ уравнения Гиббса.

∆G – изобарно-изотермический потенциал. ∆G – энергия Гиббса.

∆G=∆H-T∆S

∆G измеряется в [кДЖ], ∆H [кДЖ], Т – в кельвинах, ∆S [ДЖ/К]

Если условия стандартные, то ∆G рассчитывают по следствию из закона Гесса.

∆G=∑_n × ∆G⁰_{298 прод}→∑_n × ∆G^o_{298 исх} ∆G^o₂₉₈=[кДЖ/моль].

Уравнением самопроизвольного протекания хим. Реакции является ∆G<0.

1. Для стандартных условий ∆G – по следствию закона Гесса.

а) А+В→С – если реакция может протекать только в одном направлении.

∆G<0 - реакция протекает самопроизвольно.

∆G<0 - не протекает самопроизвольно.

∆G=0 - момент начала хим. реакции.

б) А+В↔С (реакция обратная)

∆G<0 - самопроизвольно протекает прямая реакция.

∆G>0 - самопроизвольно протекает обратная реакция.

∆G=0 - состояние хим. равновесия.

в) ↑T или ↓Т

∆G – по уравнению Гиббса.

∆G<0 – реакция протекает при данной температуре.

∆G>0 – реакция не протекает при данной температуре.

∆G=0 – момент начала хим. реакции.

∆G=∆H - T∆S. ∆G=0 . T=∆H/∆S

Анализ уравнения Гиббса.

∆G = ∆H - T∆S;

∆H<0. ∆S>0. ∆G<0 – экзотермическая реакция, идущая с увеличением энтропии. Реакция возможна при любых температурах.

г) ∆H>0. ∆S<0. – эндотермическая реакция, идущая с уменьшением энтропии. ∆G>0 – реакция невозможна при любых температурах.

д) ∆H<0 , ∆S<0

1) T↓(min) T∆S – min, ∆G≈∆H→∆G<0 – реакция возможна только при низких температурах.

2) Т↑, ∆G=0, Нет!

е) ∆H>0, ∆S>0.

1) T↑(max)→/T∆S/=max /∆H/</T∆S/→∆G<0/

Реакция протекает при высоких температурах.

Величина ∆G показывает, насколько данная реакция далека от состояния хим. равновесия, тоесть при больших отрицательных значениях /∆G/=max, реагенты достигают равновесия, после того, как значительно прореагируют, а при малом значении /∆G/=min, реакция не протекает глубоко, а быстро наступает состояние хим. равновесия.