идз+кр / экз / chem / Khimia_27-32_Kv

27.Объединенная формула первого и второго начала термодинамики. Свободная энергия Гиббса и Гельмгольца. Первый закон. Теплота, подведенная к системе, расходуется на приращение внутренней энергии системы и на работу системы над окружающей средой. Второй закон. Несколько формулировок, выберем эту: в изолированных системах самопроизвольно идут процессы, которые сопровождаются возрастанием энтропии: Энтропия – термодинамическая функция, характеризующая меру неупорядоченности состояния системы. Она используется для суждения о направлении самопроизвольно протекающих процессах. Обобщенный закон. Для каждой изолированной термодинамической системы существует состояние термодинамического равновесия, которого она при фиксированных внешних условиях с течением времени самопроизвольно достигает. Энергия Гельмгольца. Максимальная работа, которую может совершить система при равновесном проведении процесса, равна изменению энергии Гельмгольца реакции Энергия Гельмгольца равна называют связанной энергией. Она характеризует предел самопроизвольного течения реакции, которое возможно при Энергия Гиббса. Энтальпийный и энтропийный факторы, характеризующие процессы, объединены функцией - энергия Гиббса. Поскольку энергию Гиббса можно превратить в работу, то ее называют свободной энергией. Химическая реакция возможна, если энергия Гиббса уменьшается (<0).Энергия Гиббса образования вещества – изменение энергии Гиббса системы при образовании 1 моль вещества из простых веществ, устойчивых при 298 К.

28.Зависимость F и G от температуры (уравнения Гиббса-Гельмгольца).

∆G – Энергия Гиббса(T и p – const), ∆F – Энергия Гельмгольца(V и T – const)

∆H – изменение энтальпии, ∆S – изменение энтропии не могут быть критериями самопроизвольного протекания процесса.

∆G=∆H−T∆S; ∆G=−A

∆G<0, процесс самопроизвольный

∆G=0, динамическое равновесие

∆G>0, прямой процесс невозможен, возможен только обратный

∆F=∆U−T∆S

29.Условия самопроизвольного протекания химических реакций. В химических системах вещества стремятся к минимуму внутренней энергии. Экзотермические реакции протекают самопроизвольно, так как вещества при их окончании достигают своего минимума внутренней энергии. Но также самопроизвольно протекают и эндотермические реакции - это растворение солей. Макросостояние системы тем более вероятно, чем большим числом микросостояний оно может быть описано. Условия самопроизвольного протекания реакций:  1. стремление системы к достижению минимального значения внутренней энергии  2. стремление системы к более вероятному своему состоянию. Но часто происходит столкновение этих двух определяющих факторов, и возникает состояние, называемое химическим равновесием. Функция, которая учитывает оба этих фактора – энергия Гиббса. Самопроизвольно протекают те процессы, энергия Гиббса которых равна отрицательному значению. Если температура мала, то энтальпия равна энергии Гиббса и самопроизвольно протекают экзотермические реакции. Если высокая температура, то отрицательное значение имеет энергия Гиббса и реакции протекают самопроизвольно. Необратимые реакции протекают до полного израсходования одного из реагентов. Обратимые протекают во взаимопротивоположных направлениях. В состоянии химического равновесия система достигает своего минимального значения энергии и энергия Гиббса, как и константа химического равновесия, равна нулю.

30.Изотерма химической реакции. Стандартное изменение свободной энергии.

1) aA₍₂₎+bB₍₂₎=cC₂+dD₍₂₎ ; 2)∆G_T=∆G_T⁰+RTln ; 3)Kр= (const равновесия).

Свободная энергия Гиббса :

G=U+PV-TS

где U − внутренняя энергия, P − давление, V − объём, T − абсолютная температура, S − энтропия.

30.Изотерма химической реакции. Стандартное изменение свободной энергии.

A+2B=3D. Реакция далека от равновесия. P_A⁰ ; P_B⁰ ; P_D⁰ . G=0 - равновесие. G<0 - равновесие смещено вправо. G>0 - равновесие смещено влево.

Изотерма хим. реакции позволяет зная P_A⁰ ; P_B⁰ ; P_D⁰ подсчитатьG и определить в каком направлении будет протекать реакция при задании исходных значений порционного давления.

G=Gнулевое ппппюм+ RT*ln[(P_D⁰)³/(( P_A⁰)*(P_B⁰)²)]

при P_A⁰= ; P_B⁰= ; P_D⁰= 1 атм. - станд. Сост.: Gнулевое=-RT*lnKp <- стандартное уравнение изотермы хим.р-и.

31.Константа химического равновесия. Расчет Кр, Кс, Км Рассмотрим гомогенную хим. р-ю: Р-и протекают до полного исчезновения исходных в-в, а останавливаются при достижении определенного состояния равновесия Условия хим. равновесия: Равновесные давления участников реакции: Согласно закону действ. масс :

конст. равн-я, выраженная через парц. давл-я. Размерность изм-е числа молей при протекании р-и. При написании конст .равновесия гетерогенных реакции учитываются парциальные давления только газообразных участников р-й, поскольку давления пара конденсированных фаз малы по сравнению с газообразными компонентами. Пример. конст. равн-я, выраженная через концентрации. еще Соотн-я м/у конст-ми равновесия: _{без минуса}

32.Зависимость константы химического равновесия от температуры (изобара и изохора химической реакции).

Зависимость константы равновесия реакции от температуры может быть описана уравнением изобары химической реакции (изобары Вант-Гоффа):

и изохоры химической реакции (изохоры Вант-Гоффа):

Здесь ∆H и ∆U − тепловой эффект реакции, протекающей, соответственно, при постоянном давлении или при постоянном объёме. Если тепловой эффект положителен (реакция эндотермическая), то температурный коэффициент константы равновесия тоже положителен, то есть с ростом температуры константа равновесия эндотермической реакции увеличивается, равновесие сдвигается вправо (что вполне согласуется с принципом Ле Шателье).

При изотермических реакциях T – const.