4.Энтальпия процесса. Закон Гесса

Энтальпия – это функция состояния термодинамической системы, характеризующая ее теплосодержание.

Как и другие функции состояния, энтальпия зависит от количества вещества, поэтому ее изменение (ΔН) обычно относят к 1 моль вещества и выражают в килоджоулях на моль. Для любой химической реакции тепловой 12 эффект равен сумме теплот образования продуктов реакции минус сумма теплот образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов в уравнении этой реакции (стандартные теплоты образования различных веществ приводятся в термодинамических справочниках), при этом условно принято, что теплоты образования простых веществ равны нулю:

Закон Гесса

Тепловой эффект реакции не зависит от пути процесса, а определяется только начальным и конечным состояниями системы.

5.Энтропия процесса

Энтропия (S) – термодинамическая функция состояния, которая служит мерой беспорядка (неупорядоченности) системы. Для расчета ∆S любой реакции надо из суммы энтропий образования продуктов вычесть сумму энтропий образования исходных веществ (с учетом стехиометрических коэффициентов). Так, для стандартных условий:

Второй закон термодинамики: в изолированной системе самопроизвольно идут только те процессы, которые сопровождаются возрастанием энтропии (ΔS>0). Если процесс протекает так, что ΔН = 0 (изолированная система), то изменение энтропии становится его единственной движущей силой. Причем чем выше температура, тем сильнее проявляется энтропийный фактор (ТΔS). При условии ΔS = 0 единственной движущей силой химической реакции является убыль энтальпии − энтальпийный фактор ΔН.

6.Энергия Гиббса

При неравенстве энтальпии и энропии их разность может служить мерой химического сродства реагентов: ΔG = ΔH − TΔS, где T – абсолютная температура в кельвинах. Она носит название энергии Гиббса (или изобарно изотермический потенциал). При постоянстве температуры и давления химические реакции могут самопроизвольно протекать только в таком направлении, при котором энергия Гиббса системы уменьшается (ΔG <0)

Изобарно-изотермический потенциал реакции рассчитывается:

Если ΔG <0, то прямая реакция может протекать самопроизвольно. Если ΔG=0, то ΔH=TΔS, система находится в состоянии истинного химического равновесия. Если ΔG>0, то самопроизвольно может протекать обратная реакция.

7.Обратимые и необратимые реакции

Все химические реакции делятся на два типа: обратимые и необратимые.

Необратимыми называются реакции, которые протекают только в одном направлении, т. е. продукты этих реакций не взаимодействуют друг с другом с образованием исходных веществ.

Необратимая реакция заканчивается тогда, когда полностью расходуется хотя бы одно из исходных веществ. Необратимыми являются реакции горения; многие реакции термического разложения сложных веществ; большинство реакций, в результате которых образуются осадки или выделяются газообразные вещества, и др., например,

C₂H₅OH + 3O₂ → 2CO₂ + 3H₂O

Обратимыми называются реакции, которые одновременно протекают в прямом и в обратном направлениях:

В уравнениях обратимых реакций используется знак обратимости.

Примером обратимой реакции является синтез йодоводорода из водорода и йода:

Через некоторое время после начала химической реакции в газовой смеси можно обнаружить не только конечный продукт реакции НI, но и исходные вещества —H₂ и I₂. Как бы долго ни продолжалась реакция, в реакционной смеси при 350^oС всегда будет содержаться приблизительно 80% HI,10% Н₂ и 10% I₂. Если в качестве исходного вещества взять НI и нагреть его до той же температуры, то можно обнаружить, что через некоторое время соотношение между количествами всех трех веществ будет таким же. Таким образом, при образовании йодоводорода из водорода и йода одновременно осуществляются прямая и обратная реакции.

Состояние обратимой реакции, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называется химическим равновесием.