ГОСУДАРСТВЕННОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ

ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ

«БЕЛОРУССКО-РОССИЙСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ»

Кафедра «Технологии металлов»

ХИМИЯ

Методические указания к практическим занятиям

и для самостоятельной работы студентов

дневной и заочной форм обучения

ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ

Могилев 2012

УДК 54

ББК 24.1

Х 46

Рекомендовано к опубликованию

учебно-методическим управлением

ГУ ВПО «Белорусско-Российский университет»

Одобрено кафедрой «Технологии металлов» «22» ноября 2011 г., протокол № 4

Составители: канд. биол. наук, ст. преподаватель И. А. Лисовая;

канд. хим. наук, доц. И. М. Лужанская

Рецензент: ст. преподаватель В.Ф. Пацей

Методические указания предназначены для самостоятельной работы студентов и проведения практических занятий, содержат основные положения химической термодинамики, примеры термохимических расчетов и решения задач, а также контрольные задачи и упражнения.

Учебное издание

ХИМИЯ

Ответственный за выпуск Д. И. Якубович

Технический редактор А. А. Подошевко

Компьютерная верстка Н. П. Полевничая

Подписано в печать . Формат 60x84/16. Бумага офсетная. Гарнитура Таймс. Печать трафаретная. Усл.- печ. л. . Уч.-изд. л. . Тираж 71 экз. Заказ №

Издатель и полиграфическое исполнение

Государственное учреждение высшего профессионального образования

«Белорусско-Российский университет»

ЛИ № 02330/375 от 29.06.2004 г.

212000, Г. Могилев, пр. Мира, 43

© ГУ ВПО «Белорусско-Российский

университет», 2012

Основные определения и понятия

Химические реакции и фазовые превращения часто сопровождаются видимыми эффектами, наличие которых позволяет судить о протекании процесса. Это – изменение агрегатного состояния, выпадение осадков, изменение окраски, выделение газов и т. д. И всегда – энергетическими эффектами, связанными с изменением состояния реагентов.

Химические взаимодействия приводят к изменению состава реагирующих веществ, сопровождающемуся разрушением имеющихся в соединении связей и образованием новых. В процессе взаимодействия энергия связей превращается в теплоту и работу.

Энергетические эффекты реакций различаются по величине и могут быть измерены. Их называют тепловыми эффектами реакций и измеряют в килоДжоулях. Реакции, протекающие с выделением теплоты, называются экзотермическими, с поглощением – эндотермическими.

Для того чтобы иметь возможность сравнивать тепловые эффекты различных процессов, вводят представление о стандартных условиях и стандартном состоянии. Стандартные условия: температура Т = 298,16 К и давление Р = 1 атм = 101,3 кПа. За стандартное состояние принимают то, которое устойчиво при стандартных условиях. Так, например, из двух модификаций углерода – алмаза и графита – наиболее устойчивой считают графит, т. к. алмаз при нагревании превращается в графит и т. д.

Раздел химии, изучающий тепловые эффекты химических реакций, называется термохимией.

Термодинамика – раздел теоретической физики, в котором изучают свойства тел и их изменения, происходящие при взаимном обмене энергией и веществом.

Объектом изучения в термодинамике является система.

Системой называется совокупность находящихся во взаимо­действии веществ, мысленно (или фактически) обособленная от окружаю­щей среды.

Фаза – это часть системы, однородная во всех точках по составу и свойствам и отделенная от других частей системы поверхностью раздела.

Различают гомогенные и гетерогенные системы. Гомогенные сис­темы состоят из одной фазы, гетерогенные – из двух или нескольких.

Химическая термодинамика рассматривает реакционную систему (реагенты → продукты) как термодинамическую систему. Обмен энергией между реакционной системой и внешней средой происходит на основе законов термодинамики. Химическая термодинамика изучает переходы химической энергии в дру­гие формы – тепловую, электрическую и т. п., устанавливает количественные законы этих переходов, а также направление и пределы самопроизвольного протекания химических реакций при заданных условиях.

Количественно характеризуют термодинамическую систему с помощью термодинамических переменных.

Термодинамические переменные

↓ ↓

Термодинамические Функции

параметры: состояния:

объем – V	внутренняя энергия – U
температура – t	энтальпия – H
давление – p	энтропия – S
плотность – ρ	энергия Гиббса – G
концентрация – с и т. п.

Специльное название – функции состояния введено для того, чтобы отличать свойства системы от таких характеристик процессов (функций процессов), как теплота и работа. Функции состояния зависят от термодинамических параметров и не зависят от пути перехода системы из одного состояния в другое. В данных методических указаниях мы рассмотрим только четыре термодинамические функции: внутреннюю энергию – U, энтальпию – H, энтропию – S, энергию Гиббса – G.

Одна и та же система может находиться в различных состояниях. Каж­дое состояние системы характеризуется определенным набором значений тер­модинамических параметров. Изменение хотя бы только одного термодинамического параметра приводит к изменению состоя­ния системы в целом.

В зависимости от условий перехода системы из одного состояния в дру­гое в термодинамике различают изотермические, изобарические, изохорические и адиабатические процессы. Первые – протекают при постоянной темпе­ратуре (Т = const), вторые – при постоянном давлении (р = const), третьи – при постоянном объеме (V = const), четвертые – в условиях отсутствия обмена теплотой между системой и окружающей средой (q = 0).

Химические реакции часто протекают в изобарно-изотермических усло­виях (р = const; Т = const). Такие условия соблюдаются, когда взаимодействия между веществами осуществляются в открытых сосудах без нагревания или при более высокой, но постоянной температуре.

Внутренняя энергия и энтальпия. При переходе системы из одного состояния в другое изменяются некото­рые ее свойства, в частности, внутренняя энергия U.

Внутренняя энергия системы представляет собой ее полную энергию, которая складывается из кинетической и потенциальной энергий молекул, атомов, атомных ядер, электронов и др. Внутренняя энергия включает в себя энергию поступательного, вращательного и колебательного движений, а также потенциальную энергию, обусловленную силами притяжения и оттал­кивания, действующими между молекулами, атомами и внутриатомными частицами.

Абсолютная внутренняя энергия системы не может быть определена, од­нако можно измерить ее изменение U при переходе из одного состояния в другое. ВеличинаU считается положительной (U >0), если в каком-либо процессе внутренняя энергия системы возрастает.

Внутренняя энергия является термодинамической функцией состоя­ния системы. Это значит, что всякий раз, когда система оказывается в данном состоянии, ее внутренняя энергия принимает определенное, присущее этому состоянию значение. Следовательно, изменение внутренней энергии оп­ределяется разностью значений внутренней энергии системы в этих двух со­стояниях:

U = U₂ – U₁, (1)

где U₁ и U₂ – внутренняя энергия системы в конечном и начальном со­стояниях соответственно.

В любом процессе соблюдается закон сохранения энергии, выражаемый равенством

q = U + A, (2)

которое означает, что теплота q, подведенная к системе, расходуется на уве­личение ее внутренней энергии U и на совершение системой работы А над внешней средой. Уравнение (2) – математическое выражение первого закона термодинамики.

Из первого закона термодинамики следует, что приращение внутренней энергии системы U в любом процессе равно количеству сообщенной системе теплоты q за вычетом количества совершенной системой работы А; поскольку величины q и А поддаются непосредственному измерению, с помощью уравне­ния (2) всегда можно рассчитать значение U.

В первом законе термодинамики под работой А подразумевают сумму всех видов работы против сил, действующих на систему со стороны внешней среды. В эту сумму могут входить и работа против сил внешнего электриче­ского поля, и работа против сил гравитационного поля, и работа расширения против сил внешнего давления, и другие виды работ.

В связи с тем, что для химических взаимодействий наиболее характерна работа расширения, ее обычно выделяют из общей суммы:

А = А' + рV, (3)

где А ' – все виды работы, кроме работы расширения;

р – внешнее давление, р = const;

V – изменение объема системы, V = V₂ – V₁;

V₂ – объем продуктов реакции;

V₁ – объем исходных веществ.

Если при протекании того или иного процесса работа расширения явля­ется единственным видом работы, уравнение (3) принимает вид:

А = рV. (4)

Тогда математическое выражение первого закона термодинамики (2) запи­шется так:

q_Р = U + рV, (5)

где q_Р – теплота, подведенная к системе при постоянном давлении.

С учетом того, что U и V = V₂ – V₁, уравнение (5) можно преобразовать, сгруппировав величины U и V по индексам, относящимся к конечному и начальному состояниям системы:

q_Р = (U₂ – U₁) + p(V₂ – V₁) = (U₂ + pV₂) – (U₁ + pV₁). (6)

Сумму (U + рV) называют энтальпией (теплосодержанием) системы и обозначают буквой Н:

H = U + pV. (7)

Подставив энтальпию Н в уравнение (6), получим

q_Р = Н₂ – Н₁ = Н, (8)

т. е. теплота, подведенная к системе при постоянном давлении, расходуется на приращение энтальпии системы. Или энтальпия равна тепловому эффекту реакции с противоположным знаком:

Н = – Q.

Так же как и для внутренней энергии, абсолютное значение энтальпии системы определить экспериментально невозможно, но можно, измерив величи­ну q_Р, найти изменение энтальпии Н при переходе системы из одного состоя­ния в другое. Величину Н считают положительной (Н >0), если энтальпия системы возрастает. Поскольку значение Н определяется разностью (Н₂ – Н₁) и не зависит от пути и способа проведения процесса, энтальпию, как и внутрен­нюю энергию, относят к термодинамическим функциям состояния системы.

Термохимические законы. Независимость теплоты химической реакции от пути процесса при р = const и Т = const была установлена в первой полови­не XIX в. русским ученым Г. И. Гессом: тепловой эффект химической реакции не зависит от пути ее протекания, а зависит лишь от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции (закон Гесса).

В термохимии используется упрощенное представление о тепловом эффекте химической реакции, отвечающее ус­ловиям его независимости от пути процесса. Это теплота q_T, подведенная к систе­ме в процессе реакции (или выделившаяся в результате реакции) при постоян­ной температуре.

Если теплота подводится к системе (q_T > 0), реакцию называют эндо­термической, если же теплота выделяется в окружающую среду (q_T < 0), ре­акцию называют экзотермической.

Термохимия, прежде всего, изучает изобарно-изотермические реакции, в результате которых совершается только работа расширения pV. Тепловой эф­фект таких реакций q_Р,T равен изменению энтальпии системы Н.

Уравнения химических реакций, в которых указаны их тепловые эффек­ты, называются термохимическими уравнениями. Поскольку от агрегатных состояний веществ зависит состояние системы в целом, в термохимических уравнениях с помощью буквенных индексов (к, ж, р или г) обозначаются состояния веществ (кристаллическое, жидкое, растворенное и газообразное). Также указывается аллотропная модификация вещества, если существуют не­сколько таких модификаций. Если агрегатное состояние вещества или его моди­фикация при заданных условиях очевидны, буквенные индексы могут опускать­ся. Так, например, при атмосферном давлении и комнатной температуре водород и кислород газообразны (это очевидно), а образующийся при их взаимодействии продукт реакции Н₂О может быть жидким и газообразным (водяной пар). По­этому в термохимическом уравнении реакции должно быть указано агрегатное состояние Н₂О:

Н₂ + 1/2О₂ = Н₂О_(Ж) или Н₂ + 1/2O₂ = Н₂O_(Г).

В настоящее время принято указывать тепловой эффект реакции в виде из­менения энтальпии Н, равного теплоте изобарно-изотермического процесса q_Р,T. Часто изменение энтальпии записывается как Н°_T или Н°₂₉₈. Верхний индекс «°» означает стандартную величину теплового эффекта реакции, а нижний – темпера­туру, при которой идет взаимодействие. Ниже приведены примеры термохи­мических уравнений нескольких реакций:

1. 2C₆H_{6 (Ж)} + 15О₂ = 12СО₂ + 6Н₂О_(Ж), Н°₂₉₈ = –6535,4 кДж;

2. 2С_{(ГРАФИТ)} + Н₂ = С₂Н₂, Н°₂₉₈ = 226,7 кДж,

3. N₂ + 3Н₂ = 2NH _3(Г), Н°₂₉₈ = –92,4 кДж.

В реакциях 1 и 3 энтальпия системы уменьшается (Н°₂₉₈ < 0). Эти ре­акции экзотермические. В реакции 2 энтальпия увеличивается (Н°₂₉₈ >0); ре­акция эндотермическая. Во всех трех примерах величинаН°₂₉₈ относится к то­му числу молей веществ, которое определено уравнением реакции. Чтобы тепло­вой эффект реакции был выражен в килоДжоулях, соотнесенных к 1 моль одного из исходных веществ или продуктов реакции, в термохимических уравнениях допус­каются дробные коэффициенты:

С₆Н_6(Ж) + 7 1/2О₂ = 6СО₂ + 3Н₂О_(Ж), Н°₂₉₈ = -3267,7 кДж;

N₂ + 3/2Н₂ = NH_{3 (Г)}, Н°₂₉₈ = -46,2 кДж.

Энтальпия образования химических соединений. Стандартной энтальпией (теплотой) образования химического соединения Н° _{f , 298} называют изменение энтальпии в процессе об­разования одного моля сложного вещества из простых веществ, также находящих­ся в стандартных состояниях (Т = 298 Кир= 101,3 кПа) и термодинамически устойчивых при данной температуре, фазах и модификациях (таблица А. 1). Обозначение: Н° _{f , 298}, где «f» – первая буква слова formation (англ.), в переводе на русский язык означающего «образование», указывает на то, что имеется в виду теплота образования, индекс «°» указывает на стандартное состояние, индекс «298» указывает, что величина дается для температуры системы 298 К.

Стандартные энтальпии образования простых веществ принимаются равными нулю, если их агрегатные состояния и модификации устойчивы при стандартных условиях. Так, например, нулю равны Н° _{f , 298} (Н₂), Н° _{f , 298} (О₂), Н° _{f , 298} (Al), стандартная теплота обра­зования жидкого брома Н° _{f , 298} (Br_2(Ж)) (а не газообразного) и графита Н° _{f , 298} (С_(ГР)) (а не алмаза).

Следует четко разделять понятия – стандартная энтальпия образования соединения и энтальпия химической реакции (см. таблицу 1)

Таблица 1

Величина	Обозначения	Единицы измерения	Что характеризует
стандартное изменение энтальпии в реакции	Н°298 (Н°Т, Н°Х.Р.)	кДж	характеризует процесс
стандартная энтальпия образования	Н° f , 298	кДж/моль	характеризует индивидуальное вещество
	Н° f , 298 для простого вещества равна нулю		является условной точкой отсчета для сложных соединений

Стандартная энтальпия образования приводится в справочной литературе для множества веществ [1-3], в данных методических указаниях – в таблице А. 1.

Стандартная энтальпия образования соединения – мера его термодина­мической устойчивости, прочности, количественное выражение энергетических свойств соединения.

Термохимические расчеты. В основе большинства термохимических расчетов лежит следствие из зако­на Гесса: тепповой эффект химической реакции равен сумме теплот (энтальпий) образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот (энтальпий) образо­вания исходных веществ с учетом их стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции:

Н_Х.Р. = Н°_{f, 298 (ПРОД. Р-ЦИИ)} – Н° _{f, 298 (ИСХОДН. В-В).} (9)

Уравнение (9) позволяет определять как тепловой эффект реакции по из­вестным энтальпиям образования веществ, участвующих в реакции, так и одну из энтальпий образования, если известны тепловой эффект реакции и все осталь­ные энтальпии образования.

Тепловой эффект химической реакции является энергетическим эффектом процесса, протекающего при постоянной температуре. Пользуясь справочными данными, которые относятся к 298 К, можно рассчитать тепловые эффекты реак­ций, протекающих при этой температуре. Однако при выполнении термохимиче­ских расчетов, допуская обычно незначительную ошибку, можно пользоваться стандартными значениями теплот образования даже тогда, когда условия проте­кания процесса отличаются от стандартных.

Тепловые эффекты фазовых превращений. Фазовые превращения часто сопутствуют химическим реакциям. Однако тепловые эффекты фазовых превращений, как правило, меньше тепловых эффек­тов химических реакций. Ниже приведены примеры термохимических уравне­ний некоторых фазовых превращений:

Н₂О_(Ж) → Н₂О_(Г), Н°₂₉₈ = 44,0 кДж/моль;

Н₂О_{(К )} → Н₂О_(Ж), Н°₂₉₈ = 6,0 кДж/моль;

I_{2 (К)} → I_{2 (Г)}, Н°₂₉₈ = 62,24 кДж/моль.

Исходя из вышеприведенных данных можно отметить, что фазовый пе­реход из более в менее конденсированное состояние ведет к повышению эн­тальпии системы (тепло поглощается – процесс эндотермический).

H°298>0 H°298>0

T−−−−−−−−→Ж−−−−−−−−→Г.

Переход вещества из аморфного состояния в кристаллическое всегда со­провождается выделением теплоты (Н < 0) – процесс экзотермический:

Sb_{(АМОРФ.)} → Sb_(K), H°₂₉₈ = -10,62 кДж;

В₂О_{3 (АМОРФ.)} → В₂О_{3 (К)}, Н°₂₉₈ = -25,08 кДж.

Самопроизвольные и несамопроизвольные процессы. Многие процессы осуществляются самопроизвольно, т. е. без затраты ра­боты извне. Так, самопро­извольно вода стекает по наклонному желобу или теплота передается от более нагретого тела к менее нагретому. В ходе самопроизвольного процесса система теряет способность производить полезную работу.

Самопроизвольный процесс не может протекать в обратном направ­лении так же самопроизвольно, как в прямом. Так, вода не может сама по се­бе перетекать вверх по наклонному желобу, а теплота не может сама по себе переходить от холодного тела к горячему. Чтобы перекачать воду наверх или передать теплоту от холодной части системы к горячей, необходимо совер­шить работу над системой. К процессам, обратным по отношению к самопро­извольным, применяется термин «несамопроизвольные».

При изучении химических взаимодействий очень важно оценить воз­можность или невозможность их самопроизвольного протекания при заданных условиях, выяснить химическое сродство веществ. Должен быть критерий, с помощью которого можно было бы установить принципиальную осуществи­мость, направление и пределы самопроизвольного течения реакции при тех или иных температурах и давлениях. Первый закон термодинамики такого критерия не дает. Тепловой эффект реакции не определяет направления про­цесса: самопроизвольно могут протекать как экзотермические, так и эндотермические реакции.

Критерий самопроизвольного протекания процесса в изолированных сис­темах дает второй закон термодинамики. Прежде чем перейти к рассмотре­нию этого закона, введем представление о термодинамической функции со­стояния системы, называемой энтропией.

Энтропия. Для характеристики состояния некоторого количества вещества, являюще­гося совокупностью очень большого числа молекул, можно или указать темпе­ратуру, давление и другие термодинамические параметры состояния системы, или указать мгновенные координаты каждой молекулы (х_I , у_I, z_I) и скорости пе­ремещения по всем трем направлениям (v_XI, v_YI, v_ZI). В первом случае охарактеризовывается макросостояние системы, во втором – микросостояние. Каждому мак­росостоянию отвечает огромное число микросостояний. Число микросостояний, с помощью которых осуществляется данное макросостояние, называют тер­модинамической вероятностью состояния системы и обозначают W.

Термодинамическая вероятность состояния системы, состоящей всего из 10 молекул газа, примерно 1000, а ведь только в 1 см³ газа содержится 2,7∙10¹⁹ молекул (н. у.). Чтобы перейти к более удобным для восприятия и расчетов числам, в термодинамике используют не величину W, а ее логарифм lnW. Последнему можно придать размерность (Джоуль/К), умножив на константу Больцмана k:

S=klnW. (10)

Величину S называют энтропией системы.

Стандартная энтропия – это энтропия 1 моль вещества в его стандартном состоянии при 298 К – S°₂₉₈. Ее ве­личина зависит от количества рассматриваемого вещества.

В отличие от остальных термодинамических функций можно определить не только изменение, но и абсолютное значение энтропии. При абсолютном нуле (0 К или –273 °С) энтропию идеального кристалла принимают равной нулю (постулат Планка). Тогда при температурах, отличных от абсолютного нуля, любое вещество (и простое в том числе) обладает некоей мерой неупорядоченности. Следует четко разделять понятия – стандартная (абсолютная) энтропия и энтропия химической реакции (см. таблицу 2).

Таблица 2

Величина	Обозначения	Единицы измерения	Что характеризует
изменение энтропии	S°298	Дж/К	характеризует процесс
стандартная (абсолютная) энтропия	S°298	Дж/(К∙моль)	характеризует индивидуальное вещество
	S°298 для простого вещества не равна нулю

При р = const энтропия является функцией температуры Т, причем темпе­ратура замерзания и температура кипения – это те точки, в которых энтропия изменяется особенно резко, скачкообразно.

Итак, энтропия S является мерой неупорядоченности системы. «Носи­телями» энтропии являются газы. Если при реакции увеличивается число мо­лей газообразных веществ, то увеличивается и энтропия. То есть, не производя расчетов, можно при необходимости определить знак изменения энтропии системы:

C _(К) + О_{2 (Г)} = CО_{2 (Г)}, S = 0;

2C_(К) + О_{2 (Г)} = 2CO _(Г), S > 0;

N_{2 (Г)} + 3H_{2 (Г)} = 2NH_{3 (Г)}, S < 0.

В таблице А.1 приведены значения S°₂₉₈ некоторых веществ.

Так как энтропия есть функция состояния системы, то изменение энтропии (S) при химической реакции равно сумме энтропии продуктов реакции за вы­четом суммы энтропии исходных веществ с учетом их стехиометрических ко­эффициентов в уравнении реакции:

S_Х.Р. = S°_{298 (ПРОД. Р-ЦИИ)} – S° _{298 (ИСХОДН. В-В).} (11)

Направление и предел протекания процессов в изолированных системах. Второй закон термодинамики. Изолированные системы не обмениваются с внешней средой ни теплотой, ни работой. На основании уравнения (9) можно утверждать, что при q = 0 и А = 0 величина U тоже равна нулю, т. е. внутренняя энергия изолированной сис­темы постоянна (U=const); постоянен и ее объем (V = const). В изолирован­ных системах самопроизвольно идут только те процессы, которые сопрово­ждаются ростом энтропии системы: S > 0; при этом пределом самопроиз­вольного течения процесса является достижение максимальной для данных условий энтропии S_max.

Рассмотренное положение представляет одну из формулировок второго закона термодинамики (закон имеет статистический характер, т. е. применим лишь к системам, состоящим из очень большого числа частиц). Требование по­стоянства внутренней энергии и объема системы исключает использование эн­тропии как критерия направления и предела протекания химических реакций, при которых внутренняя энергия веществ неизбежно меняется, а также совер­шается работа расширения против внешнего давления.

Энтропийный и энтальпийный факторы химических реакций, протекающих в изобарно-изотермических условиях. Движущей силой процесса, протекающего в изобарно-изотермических условиях, может быть или стремление системы перейти в состояние с наи­меньшей энергией, т. е. выделить теплоту в окружающую среду, уменьшить энтальпию (Н < 0), или стремление системы перейти в состояние с наиболь­шей термодинамической вероятностью, т. е. увеличить энтропию (S > 0). Если процесс протекает так, что Н = 0, то рост энтропии становится его единствен­ной движущей силой. И, наоборот, при условии S = 0 единственной движу­щей силой процесса является убыль энтальпии. В связи с этим можно гово­рить об энтальпийном Н и энтропийном TS факторах процесса.

Энергия Гиббса химической реакции. Энергия Гиббса G (изобарно-изотермический потенциал) – термодинамиче­ская функция состояния системы (килоДжоуль/моль). Изменение энергии Гиббса в системе при протекании химической реакции G называют энергией Гиббса хими­ческой реакции.

G = Н – TS, (12)

где G,Н и S – изменение соответствующих термодинамических функ­ций в ходе реакции, протекающей при р - const и температуре Т. Данную формулу целесообразно использовать при условиях, отличных от стандартных.

Энергия Гиббса химической реакции G° ₂₉₈ характеризует на­правление и предел самопроизвольного протекания реакции в условиях посто­янства температуры и давления.

Стандартной энергией Гиббса образования химического соединения G° _{f, 298} называют энергию Гиббса реакции образования одного моля этого соединения, находящегося в стандартном состоянии, из соответствующих простых веществ, также находящихся в стандартных состояниях и термо­динамически устойчивых при данной температуре, фазах и модификациях (см. таблицу А.1).

Стандартные энергии Гиббса образования простых веществ принимают равными нулю, если их агрегатные состояния и модификации устойчивы при стандартных условиях. Еще раз сделаем акцент на отличие понятий – стандартная энергия Гиббса образования соединения и энергия Гиббса химической реакции (см. таблицу 3).

Таблица 3

Величина	Обозначения	Единицы измерения	Что характеризует
стандартное изменение энергии Гиббса в реакции	G°298 (G°Т, G°Х.Р.)	кДж	характеризует процесс
стандартная энергии Гиббса образования	G° f , 298	кДж/моль	характеризует индивидуальное вещество
	G° f , 298 для простого вещества равна нулю		является условной точкой отсчета для сложных соединений

Энергия Гиббса химической реакции G, являясь изменением термоди­намической функции состояния системы, равна сумме энергий Гиббса образо­вания продуктов реакции за вычетом суммы энергий Гиббса образования ис­ходных веществ с учетом их стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции:

G_Х.Р. = G° _{f, 298 (ПРОД. Р-ЦИИ)} – G° _{f, 298 (ИСХОДН. В-В).} (13)

Стандартная энергия Гиббса химической реакции G₂₉₈ равна разности сумм стандартных энергий Гиббса образования G°₂₉₈, _обр продуктов реакции и исходных веществ с учетом их стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции.

Направление и пределы самопроизвольного течения химических реакций. При постоянных температуре и дав­лении (изобарно-изотермические условия) реакция протекает самопроизвольно в том направлении, которому отвечает убыль энергии Гиббса системы. Поэ­тому условием самопроизвольного течения химической реакции при заданных ри Т является неравенство

G < 0. (14)