- •Первый закон термодинамики. Термодинамические функции состояния. Внутренняя энергия и энтальпия. Энтальпия образования химического состояния.
- •Термохимия. Закон Гессе и следствие из него.
- •2) Термохимия. Закон Гесса и следствие из него.
- •3) Второй закон термодинамики. Энтропия, как мера неупорядоченности системы.
- •4) Энергия Гиббса как критерий вероятности самопроизвольного протекания процесса. Энтальпийная и энтропийная составляющие энергии Гиббса.
- •5) Химическое равновесие. Константа равновесия и её связь с энергией Гиббса.
- •6) Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.
- •7) Растворы неэлектролитов. Осмос, осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.
- •8) Растворы неэлектролитов. Закон Рауля и следствия из него.
- •10) Константа и степень диссоциации слабых электролитов. Закон разбавления Оствальда. Ступенчатая диссоциация.
- •11)Свойства растворов сильных электролитов. Ионная сила раствора, коэффициенты активности и активности ионов. Уравнение Деббая-Гюккеля.
- •11)Свойства растворов сильных электролитов. Ионная сила раствора, коэффициенты активности и активности ионов. Уравнение Деббая-Гюккеля.
- •12) Диссоциация воды. Константа диссоциации. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели.
- •13) Гидролиз солей. Три случая гидролиза солей. Константа и степень гидролиза.
- •14 Окислители и восстановители. Типы окислительно-восстановительных реакций.
- •15)Электрохимические процессы. Окислительно-восстановительные потенциалы. Уравнение Эрнста.
- •16) Направление протекания окислительно-восстановительных реакций. Вычисление константы равновесия окислительно-восстановительных реакций.
- •17) Превращение энергии окислительно-восстановительной реакции в электрическую. Гальванический элемент. Концентрационный гальванический элемент.
- •18) Обратимые гальванические элементы. Аккцмуляторы.
- •19) Коррозия металлов. Виды коррозии: химическая и электрохимическая. Механизм протекания электрохимической коррозии.
- •20) Коррозия металлов. Основные окислители при электрохимической коррозии. Коррозия в кислой, нейтральной и щелочной средах.
- •21) Способы защиты металлов от коррозии: защитные покрытия, использование ингибиторов, электрохимическая защита от коррозии. Процессы, протекающие на электродах при коррозийном разрушении металлов.
4) Энергия Гиббса как критерий вероятности самопроизвольного протекания процесса. Энтальпийная и энтропийная составляющие энергии Гиббса.
Энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал). Во многих случаях самопроизвольные процессы (процессы, происходящие без подвода энергии от внешнего источника) в природе протекают при наличии разности потенциалов, например, разность электрических потенциалов, обусловливает перенос заряда, а разность гравитационных потенциалов – падение тела. Эти процессы заканчиваются при достижении минимума потенциала. Движущей силой химических процессов, протекающих при постоянных давлении и температуре является изобарно-изотермический потенциал, называемый в настоящее время энергией Гиббса и обозначаемый G. Изменение энергии Гиббса в химическом процессе определяется соотношением
ΔG = ΔH –TΔS,
где ΔG – изменение энергии Гиббса химического процесса; ΔH – изменение энтальпии химического процесса; ΔS – изменение энтропии химического процесса; Т – температура в Кельвинах.
Уравнение (2.16) может быть представлено в следующем виде: ΔH = ΔG + TΔS. (2.17)
Смысл уравнения (2.17) в том, что часть теплового эффекта реакции расходуется на совершение работы (ΔG), а часть рассеивается в окружающую среду (TΔS).
Энергия Гиббса является критерием принципиальной возможности самопроизвольного протекания реакции. Если в ходе реакции энергия Гиббса уменьшается, то процесс может протекать в данных условиях самопроизвольно ΔG < 0. Процесс в данных условиях неосуществим, если ΔG > 0. Реакция является обратимой, т.е. может протекать и в прямом и в обратном направлении, если ΔG = 0 (термодинамическое условие химического равновесия).
Эти соотношения применимы также к фазовым равновесиям, т.е. случаям, когда в равновесии находятся две фазы (агрегатных состояния) одного и того же вещества, например, лед и жидкая вода.
Энтальпийный и энтропийный факторы. Процессы могут протекать самопроизвольно (ΔG<0), если они сопровождаются уменьшением энтальпии (ΔH<0) и увеличением энтропии системы (ΔS>0). Если же энтальпия системы увеличивается (ΔH>0), а энтропия уменьшается (ΔS<0), то такой процесс протекать не может (ΔG>0). При иных знаках ΔS и ΔН принципиальная возможность протекания процесса определяется соотношением энтальпийного (ΔH) и энтропийного (ТΔS) факторов.
Если ΔН>0 и ΔS>0, т.е. энтальпийная составляющая противодействует, а энтропийная благоприятствует протеканию процесса, то реакция может протекать самопроизвольно за счет энтропийной составляющей, при условии, что |ΔH|<|TΔS|.
Если, энтальпийная составляющая благоприятствует, а энтропийная противодействует протеканию процесса, то реакция может протекать самопроизвольно за счет энтальпийной составляющей, при условии, что |ΔH|>|TΔS|.
Влияние температуры на направление реакции. Изменение знака энергии Гиббса произойдет при
( (2.21)
Очевидно, что смена знака энергии Гиббса с изменением температуры возможна только в двух случаях: 1) ΔН>0 и ΔS>0 и 2) ΔН<0 и ΔS<0.
Стандартная энергия Гиббса образования - это изменение энергии Гиббса реакции образования 1 моль соединения из простых веществ, устойчивых при стандартных условиях. Энергия Гиббса образования простых веществ принимается равной нулю. Стандартные энергии Гиббса образования веществ можно найти в соответствующих справочниках.
Энергия Гиббса химической реакции. Энергия Гиббса является функцией состояния, т.е. ее изменение в процессе не зависит от пути его протекания, а определяется исходным и конечным состоянием системы. Следовательно, энергию Гиббса химической реакции (2.10) можно рассчитать по формуле
Если условия отличаются от стандартных, то для нахождения ΔrG может быть использовано уравнение изотермы Вант-Гоффа, которое для реакции (2.11) между газами записывается как
а между растворенными веществами -
где _ относительные парциальные давления соответствующих веществ; сА, сВ, сD, cE _ концентрации соответствующих растворенных веществ, а, b, c, d – соответствующие стехиометрические коэффициенты.
Если реагирующие вещества находятся в стандартном состоянии, то уравнения (2.23) и (2.24) превращаются в