Лекция №2. Основы химической термодинамики

С помощью ядерных реакций были получены изотопы многих химических элементов и ядра всех химических элементов с порядковыми номерами от 93 до 110.

Самопроизвольно могут протекать реакции, сопровождающиеся не только выделением, но и поглощением теплоты.

Реакция, идущая при данной температуре с выделением теплоты, при другой температуре идет в обратном направлении, т.е. с поглощением теплоты. Здесь появляется диалектический закон единства и борьбы противоположностей. С одной стороны, система стремится к упорядочению (агрегации), уменьшению ∆Н, с другой стороны, система стремится к беспорядку (дезагрегации) увеличению ΔS. Первая тенденция растет с понижением температуры, а вторая растет с повышением температуры. Тенденцию к беспорядку характеризует величена, которую называют энтропией.

Энтропия (S), так же как внутренняя энергия (U), энтальпия (H), объем (V) и др., является свойством вещества, пропорциональным его количеству. S, U, H, V обладают аддитивными свойствами, т.е. при соприкосновении систем суммируются. Энтропия отражает движение частиц вещества и является мерой неупорядоченности системы. Она возрастает с увеличением движения частиц: при нагревании, испарении, плавлении, расширении газа, при ослаблении или разрыве связей между атомами и др. Процессы, связанные с упорядоченностью системы: конденсация, кристаллизация, сжатие, упрочнение связей, полимеризация и др. – ведут к уменьшению энтропии. Энтропия является функцией состояния, т.е. ее изменение (ΔS) зависит только от начального (S₁) и конечного (S₂) состояния и не зависит от пути процесса ΔS= S₁- S₂.

Если S₂ > S_1, ΔS > 0.

Если S₂ < S₁, ΔS < 0.

Так как энтропия растет с повышением температуры, то можно считать, что мера беспорядка ≈ ТΔS. Энтропия выражается в Дж/моль∙К. Таким образом, движущая сила процесса складывается из двух сил: стремление к упорядочению (Н) и стремление к беспорядку (ТS). При постоянных р и Т общую движущую силу процесса, которую обозначают ΔG, можно найти из соотношения

ΔG = (H₂ – H₁) – (TS₂ – TS₁) = ΔH – TΔS;

ΔG = ΔH – TΔS.

Величена G называется изобарно-изотермическим потенциалом или энергией Гоббса. Итак, мерой химического сродства является убыль G потенциала или ΔG, которая зависит от природы вещества, его количества и температуры. Энергия Гиббса является функцией состояния, поэтому

Самопроизвольно протекают процессы, которые идут в сторону уменьшения любого потенциала и, в частности, в сторону уменьшения ΔG. Если ΔG < 0, процесс принципиально осуществим, если ΔG> 0 – процесс самопроизвольно происходить не может. Чем меньше ΔG, тем сильнее стремление к протекании данного процесса и тем дальше он от состояния равновесия, при котором ΔG = 0 и ΔH = TΔS.

Из соотношения ΔG = ΔH – TΔS видно, что самопроизвольно могут протекать и процессы, для которых ΔH>0 (эндотермические). Это возможно, когда ΔS>0, но │ТΔS│>│ΔH│, тогда ΔG<0. С другой стороны, экзотермические реакции (ΔH<0) самопроизвольно не протекают, если процесс при ΔS<0.

Пример: На основании стандартных теплот образовании и абсолютных стандартных энтропий веществ вычислите ΔG⁰₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению

СО _(г) + Н₂О _(ж) = СО_{2 (г)} + Н_{2 (г)}

Решение: ΔG⁰ = ΔН⁰ – ТΔS⁰; ΔH и ΔS – функции состояния, поэтому

ΔH⁰_х.р. = ΣΔH⁰_прод - ΣΔH⁰_исх;

ΔS⁰_х.р. = ΣΔS⁰_прод - Σ∆S⁰_исх.

* Стандартные энтальпии, энтропии и изобарно-изотермические потенциалы веществ имеются в таблицах.

ΔH⁰_х.р. = (- 393,51 + 0) – (-110,52 – 285,84) = +2,85 кДж;

ΔS⁰_х.р = (213,65 + 130,59) - (197,91 + 69,94) = + 76,39 = 0,07639 кДж/моль∙К;

ΔG⁰ = +2,85 – 298(0,07639)= - 19,91 кДж.

1.      Атомы химических элементов имеют сложное внутреннее строение.

 

2.      В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть пространства внутри атома.

 

3.      Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточена в ядре атома(масса электрона равна 1/1823 а.е.м.).

 

4.      Вокруг ядра по замкнутым орбиталям движутся электроны. Их число равно заряду ядра. Поэтому атом в целом - электронейтрален.