1) Тепловой эффект химической реакции равен разности между суммой энтальпий образования продуктов реакции и суммой энтальпий образования исходных веществ (с учетом стехиометрических коэффициентов)

Н реакции = niНобр. продуктов –njНисх. веществ.

(8.2)

2) Тепловой эффект реакции равен разности между суммой энтальпий сгорания исходных веществ и суммой энтальпий сгорания продуктов реакции (с учетом стехиометрических коэффициентов)

Н реакции = njНсгорания исх. веществ - niНсгорания обр. прод. (8.3) Данное следствие часто применяется в термодинамических расчетах с горючими веществами и органическими соединениями, так как для них экспериментально проще определить теплоты сгорания.

Задача.

Рассчитать количество тепла, необходимое для испарения 1 л воды.

Решение:

Запишем уравнение фазового перехода H₂O_(ж) = H₂O_(г).

Применим следствие из закона Гесса:

ΔН⁰_{298 исп.}(Н₂О_ж) = Δ_Н⁰₂₉₈(Н₂О_г) – ΔH⁰₂₉₈(Н₂О_ж) = –241,8 – (–285,8) = +44 кДж/моль. n(Н₂О_ж) = m ∕ M = 1000 ∕ 18 = 5,56 моль.

Для испарения 1 л воды потребуется 44·5,56 = 242 кДж энергии.

2 Энтропия. Энергия Гиббса

Для описания состояния системы, состоящей из большого количества мельчайших частиц (атомов, молекул и др.), необходимо учитывать количество микросостояний (W), посредством которых может быть реализована данная система. Так как количество микросостояний имеет большую величину, на практике пользуются её логарифмом. Эту величину называют энтропией и обозначают S. Отсюда:

S = k·lgW

(8.4)

где k – коэффициент пропорциональности (постоянная Больцмана),

W – число микросостояний, соответствующих данной системе.

Энтропия также является функцией состояния, её размерность .

В изолированной системе самопроизвольно могут протекать только такие реакции или фазовые переходы, которые ведут к увеличению неупорядоченноности системы, т.е. к увеличению энтропии, поэтому энтропию часто определяют как меру беспорядка системы.

В отличие от внутренней энергии и энтальпии для энтропии известны абсолютные значения. Это стало возможным благодаря постулату Планка – энтропия любого простого вещества при 0 К принята условно равной нулю.

При повышении температуры энтропия возрастает. В общем виде зависимость S от Т приведена на рисунке 8.1 из которого видно, что в случае фазовых переходов (плавление, кипение, конденсация и т.д.) изменение энтропии происходит скачкообразно. Изменение энтропии при стандартных условиях обозначается ΔS⁰₂₉₈. Для простых веществ ΔS⁰₂₉₈ будет больше 0.

Рисунок 8.1 Изменение энтропии при нагревании

Движущая сила процесса скла­дывается из двух сил: стремления к упорядочению (Н) и стремления к беспорядку (TS). При p и T = const общую дви-

жущую силу процесса называют изобарно-изотермическим потенциалом или энергией Гиббса (G) и вычисляют по формуле

G = H - TS.

(8.5)

При стандартных условиях энергия Гиббса обозначается ΔG⁰₂₉₈. Энергия Гиббса также являет­ся функцией состояния, поэтому для расчетов её можно применять закон Гесса и его следствия. Вычислив изменение G в ходе процесса, можно сделать следующие выводы:

G < 0 – самопроизвольно протекает прямой процесс,

G > 0 – самопроизвольно протекает обратный процесс,

G = 0 – состояние равновесия.

При p и T = const общую движущую силу процесса называется изохорно-изотермическим потенциалом или энергией Гельмгольца (F)

 F= U - TS.

(8.6)

Термодинамические величины (U, Н, S, G, F) являются функциями состояния, поэтому изменение их в ходе процесса можно вычислить, используя закон Гесса и его следствия. При решении задач следует учитывать, что, как правило, ΔU, Н, G и F выражают в кДж, а S– в Дж/К.