26. Закон Гесса.
Закон Гесса: теплота химической реакции, протекающей при постоянном давлении или объёме, не зависит от пути процесса, а только от начального и конечного состояний системы
.
Если из одних веществ можно получить другие разными путями, то суммарный тепловой эффект по первому пути равен суммарному тепловому эффекту по второму пути. Закон Гесса позволяет на практике рассчитывать тепловые эффекты реакций, которые сложно отслеживать или на это требуется длительное время. Следствия:
-Тепловой эффект прямой реакции равен по величине и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции
-Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот образования (ΔHf) продуктов реакции и исходных веществ, умноженных на стехиометрические коэффициенты
-{\displaystyle \Delta H^{o}=\sum {(\nu }_{i}\Delta H_{f,i}^{o})_{products}-\sum {(\nu }_{i}\Delta H_{f,i}^{o})_{reactants}}----и Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот сгорания (ΔHc) исходных веществ и продуктов реакции, умноженных на стехиометрические коэффициенты (ν):
Если начальное и конечное состояния химической реакции (реакций) совпадают, то её (их) тепловой эффект равен нулю.
27. Второй закон термодинамики. Обратимые и необратимые в термодинамическом смысле процессы. Энтропия.
Второй закон термодинамики (второе начало термодинамики): Самопроизвольно протекают процессы, приводящие к увеличению общей энтропии системы и окружающей среды
ΔSсист + ΔSсреды ≥ 0 или ΔS ≥ 0
Для химической
реакции изменение
энтропии
прод
-
исх
Энтропия (S) -мера энергетического беспорядка в системе, мера хаоса, мера той энергии, которая рассеивается в виде тепла и не превращается в работу.
Изменение энтропии ∆S наиболее просто определяется для обратимых изотермических процессов, оно равняется тепловому эффекту процесса, делённому на абсолютную температуру. Энтропия – экстенсивная функция. Энтропия системы равна сумме энтропий составных частей. Её изменение зависит только от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути перехода.
Энтропию относят к 1 молю вещества в стандартных условиях S°298 ; измеряют ее в энтропийных единицах (э.е.): 1 Дж/мoль*К = 1 э.е.
Больцман постулировал, что энтропия связана с термодинамической вероятностью логарифмической зависимостью
S = k ln W уравнение Больцмана
k – константа Больцмана: k = 1,38∙10-23 Дж/градус;
W – число
микросостояний, с помощью которых можно
реализовать данное макросостояние:
W=
;
Р – вероятность того, что система находится именно в этом микросостоянии.
Термодинамически обратимый процесс– процесс, протекающий в прямом и в обратном направлении без изменений в системе и в окружающей среде, т.е. при переходе из начального состояния в конечное все промежуточные состояния являются равновесными.
При наличии неравновесных промежуточных состояний процесс считают термодинамически необратимым.
28. Энергия Гиббса. Прогнозирование направления самопроизвольно протекающих процессов в изолированной и закрытой системах; роль энтальпийного и энтропийного факторов. Термодинамические условия равновесия.
Энергия Гиббса– функция состояния, являющаяся критерием самопроизвольности процессов в открытых и закрытых системах.
G=H–TS
H- энтальпия,
Т- температура,
S- энтропия.
Изменение ЭГ определяется формулой: ΔG=ΔH–TΔS Стандартная ЭГ определяется формулой:
где
Критериями направления самопроизвольного протекания необратимых процессов являются неравенства ΔG< 0 (для закрытых систем),ΔS> 0 (для изолированных систем). Самопроизвольное течение реакций в закрытых системах контролируется как энтальпийным (ΔrH), так и энтропийным (ΔrS) фактором. Для реакций, у которых ΔrH< 0 и ΔrS> 0, энергия Гиббса всегда будет убывать, т.е. ΔrG< 0, и такие реакции могут протекать самопроизвольно при любых температурах
В изолированных системах энтропия максимально возможное для данной системы значение Smax; в состоянии равновесия ΔS= 0.