Термохимические расчеты.

Закон Гесса. В 1841 году российский ученый Гесс открыл закон, получивший его имя. Тепловой эффект реакции зависит от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути реакции, т.е. от числа и характера промежуточных стадий. Закон Гесса лежит в основе термохимических расчетов, однако рамки его действия ограничены изобарно- изотермическими и изохорно- изотермическими процессами.

Рассмотрим закон Гесса на примере реакции сгорания метана:

СН₄ +2О₂ = СО₂ + 2Н₂О (г), ∆H⁰₁ =-802,34 кДж

Эту реакцию можно провести через стадию образования СО:

СН₄ +1/2О₂ =СО + 2Н₂О (г), ∆H⁰₂=-519,33 кДж

СО+1/2О₂ = СО₂ ∆H⁰₃=-283,01 кДж

∆H⁰₁ = ∆H⁰₂ + ∆H⁰₃ =(-519,33) кДж + (-283,01) кДж = -802,34 кДж.

Как видно, тепловой эффект реакции, протекающей по двум путям, одинаков.

Изменение энтропии в химической реакции. Энтропия является мерой хаотичности, неупорядоченности системы.

В химических процессах проявляются две тенденции: 1) стремление к образованию прочных связей между частицами, к возникновению более сложных веществ, сопровождающееся понижением энергии системы;

2) стремление к разъединению частиц, к беспорядку, характеризуемому возрастанием энтропии.

Первая тенденция в изобарно-изотермических условиях характеризуется энтальпийным фактором процесса и выражается ∆H (кДж/моль).

Вторая тенденция характеризуется энтропийным фактором и количественно выражается произведением абсолютной температуры на изменение энтропии процесса, т.е. Т∆S (кДж/моль).

Энергия Гиббса. Этальпийный и энтропийный факторы, характеризующие две противоположные тенденции процесса- стремление к объединению, порядку и стремление к разъединению, беспорядку, взятые по отдельности не могут быть критериями самопроизвольного течения химических реакций. Для изобарно-изотермических процессов их объединяет энергия Гиббса:

∆G = ∆H - Т∆S (1)

Изменение энергии Гиббса служит критерием самопроизвольного протекания химической реакции при изобарно- изотермических процессах. Химическая реакция принципиально возможна, если энергия Гиббса уменьшается, т.е.

∆G<0. (2)

Уравнение (2) является условием возможности самопроизвольного течения реакции в прямом направлении.

Химическая реакция не может протекать самопроизвольно, если энергия Гиббса возрастает, т.е.

∆G>0. (3)

Уравнение (3) является условием невозможности самопроизвольного течения реакции в прямом направлении. Это же уравнение служит термодинамическим условием возможности самопроизвольного протекания обратной реакции.

Наконец, если

∆G=0,

то реакция обратима.

Направление химических реакций зависит от их характера. Так, условие (2) соблюдается при любой температуре для экзотермических реакций (∆H<0), у которых в ходе реакции возрастает число молей газообразных веществ, и следовательно, энтропия (∆S >0). У таких реакций обе движущие силы ( ∆H ) и (Т∆S) направлены в сторону протекания прямой реакции и ∆G<0 при любых температурах. Такие реакции являются необратимыми.

Химическая кинетика и равновесие №7

Химической кинетикой называется учение о скоростях и механизмах химических реакций.