Лабораторная работа №4 направление химических процессов и химическое равновесие.

Работу выполнил______________________ Работу принял_____________________

Дата выполнения______________________ Отметка о зачете___________________

Основные понятия.

Большинство физико-химических процессов обратимо, т.е. в зависимости от условий они могут протекать как в прямом, так и в обратном направлении.

Самопроизвольным процессом называют процесс, протекающий без воздействия внешних сил, в отличии от несамопроизвольного ( вынужденного ) процесса, протекающего только при поступлении в систему энергии из окружающей среды.

Любой самопроизвольный процесс стремится привести систему в состояние равновесия - состояние, из которого система не может выйти без внешнего воздействия.

Возможности, направление и предел протекания самопроизвольных процессов устанавливает второе начало термодинамики.

Второе начало термодинамики.

Существует функция состояния ( свойство ) системы - энтропия ( S ), измене-

ние которой для самопроизвольного процесса связано с поглощенной теплотой и

температурой системы соотношением:

S  Q/T ( 1 )

Для изолированной системы теплообмен с окружающей средой отсутствует ( Q = 0 ), следовательно: в изолированной системе процессы могут протекать только в сторону возрастания энтропии ( S  0 ), равновесию соответствует максимальное значение энтропии системы (S = 0).

Энтропия связана с хаотическим ( тепловым ) движением в системе ( является мерой молекулярного хаоса ) и зависит от числа частиц в системе, температуры, объема и агрегатного состояния вещества. Величина энтропии системы определяется уравнением Больцмана:

S = k  ln w ( 2 ), где k = R/N_A - постоянная Больцмана, w - термодинамическая вероятность - число способов, которым общий запас внутренней энергии системы может быть распределен по доступным уровням энергии всех частиц, составляющих систему.

При температуре Т = 0 К прекращается любое тепловое движение материи. В этих условиях частицы, составляющие правильный кристалл индивидуального вещества могут быть размещены единственным способом ( w = 1 ), следовательно: энтропия правильно образованного кристалла чистого вещества при абсолютном нуле температуры равна нулю ( постулат Планка или третий закон термодинамики ).

С повышением температуры число возможных состояний быстро увеличивается, что приводит к возрастанию энтропии. При переходе твердого вещества в жидкость (плавлении) энтропия вещества возрастает на : S_пл = H_пл /T_пл  8 Дж/(моль К), при испарении вещества ( переходе жидкость  пар ) возрастание энтропии более значительно: S _исп = H _исп /T _кип  90 Дж/(моль К). Таким образом для значений энтропии вещества в различных фазовых состояниях всегда выполняется соотношение:

S тв  S жидк  S газ.

Абсолютные значения энтропии веществ в стандартном состоянии S₂₉₈ в  Дж/(моль К)  приводятся в термодинамических таблицах ( см. приложение ).

Т.к. энтропия является функцией состояния, для химической реакции:

a₁A₁ + a₂A₂ +  = b₁B₁ + b₂B₂ +  ( * )

изменение энтропии рассчитывается по уравнению:

S^_х.р. =  b_i  S₂₉₈( B_i )   a_j  S₂₉₈( A_j ), ( 3 )

прод исх

где а_j и b_i - стехиометрические коэффициенты исходных веществ

и продуктов реакции соответственно;

S₂₉₈( B_i ) и S₂₉₈( A_j ) - стандартные энтропии исходных веществ и продуктов реакции.