Энергия Гиббса.

При протекании химических реакций происходит изменение энтальпии и энтропии. Гиббс ввел в т/д новую функцию – энергию Гиббса: G = H –TS или G = H –TS. Энергия Гиббса это часть энергососдержания системы, которое можно использовать для совершения полезной работы. Если видоизменить формулу H = G + TS, то получается, что все энергосодержание системы складывается из свободной энергии – энергии Гиббса, которую система может затратить на совершение работы и связанной, которую система «сохраняет» для себя, чтобы существовать как система.

Энергия Гиббса играет исключительно важную роль в химической термодинамике, т.к. она учитывает одновременно действие двух факторов: энергетического (стремление к минимуму энергии) и энтропийного (стремление к максимальной энтропии- беспорядочному состоянию). При изотермических условиях (Т – const) изменение энергии Гиббса определяет направленность химических процессов. Расчет G реакции позволяет установить термодинамическую возможность протекания реакции.

В закрытой системе при постоянных Р, Т самопроизвольно протекают только те процессы, которые ведут к уменьшению энергии Гиббса.

Если для химической реакции G  0, то говорят, что такая реакция термодинамически возможна. Если G  0, то реакция не будет протекать ни при каких условиях. Если G = 0, то система находится в состоянии химического равновесия.

Проведем анализ уравнения G = H –TS:

1. Т 0, G Н. При низких температурах знак G определяется знаком изменения энтальпии – величиной теплового эффекта. При 100-200⁰С( низкие) справедлив принцип Бертло-Томпсона: самопроизвольно протекают экзотермические реакции. Действительно: если G=Н, G  0, следовательно Н  0 – экзотермическая реакция. Обычно эт справедливо для реакций взаимодействия простых веществ, реакций окисления, горения твердых. Жидких и газообразных веществ.

2. Т , Н - Т S. При высоких температурах величина и знак G определяется величиной и знаком изменения энтропии. При высоких Т, самопроизвольно протекают реакции, ведущие к увеличению энтропии. В этих условиях обычно имеют место эндотермические реакции, сопровождающиеся увеличением числа молей газов. Например, реакции разложения сложных веществ.

Для того, чтобы оценить возможность протекания любой реакции, рассчитывают стандартное изменение энергии Гиббса в реакции по формуле:

G⁰ (реакции) = (nG⁰)(продукты) - (nG⁰)(реагенты), где

где G⁰ кДж/моль - стандартные молярные энергии Гиббса (энергия Гиббса образования 1 моля вещества из входящих в него элементов в устойчивых агрегатных состояниях и стандартных условиях). Значение G⁰ можно также рассчитать по уравнению G⁰ = H⁰ –TS⁰, используя справочные данные по H⁰ и S⁰ для реагентов и продуктов.

Энергия Гельмгольца.

Это мера устойчивости системы при постоянном объеме (изохорические процессы) и температуре. Энергия Гельмгольца определяется уравнением: F =U - TS. Для самопроизвольных процессов F  0: В закрытой системе при постоянных V, Т самопроизвольно протекают только те процессы, которые ведут к уменьшению энергии Гельмгольца.