12.Энтропия. Стандартная энтропия химических соединении. Расчет изменения энтропии хим-х реакций.

Мерой вероятности состояния системы в термодинамике принято считать энтропию (S)-величину, пропорциональную логарифму числа равновероятных микросостояний, которыми может быть реализовано данное макросостояние.S=kω ω_термодинамич вероятности.Обычно ее относят к 1 молю вещества (мольная энтропия) и выражают Дж/(моль*К). Изменение S системы в результате химической реакции (ΔS) равно сумме энтропии продуктов .реакции за вычетом суммы энтропии исходных веществ.суммирование производят с учетом числа молей участвующих в реакции веществ.S увел. при учв.T,V,растворении идр.S⁰_298K(B)=сумме стандарт.S продуктов реак.-сумма стандарт.S исх.в-в.с учётом стехеометр кооф.S⁰_298K(B)= ΣυS⁰_{298K(прод)}-ΣυS⁰_{298K(ис-х в)}

13.Энергия Гиббca. Стандартная энергия Гиббса образования химических соединений. Расчет изменения энергии Гиббса химических реакций.

Функцией состояния,одновременно отражающей влияние обеих тенденций на направление протекания химических процессов, служит энергия Гиббса, связанная с энтальпией и энтропией соотношением G=H-TS,где Т -абсолютная температура.Энергия Гиббса имеет ту же размерность, что и энтальпия, и поэтому обычно выражается кДж или Дж.Для изобарно-изотёрмических процессов (процессов, протекающих при T,P=const) изменение энергии Гиббса равно: ΔG=ΔH-TΔS -изменение энергии Гиббса ΔG в результате химической реакции (энергия Гиббса реакции)=сумме энергий Гиббса образования продуктов реакции за вычетом суммы Энергий Гиббса образования исходных веществ(суммирование производят с учетом числа молей участвующих в реакции веществ.

Энергию Гиббса образования относят к 1 молю в-ва и обычно выражают в кДж/моль; при этом ΔG° образования наиболее устойчивой модификации .простого вещества принимают равной нулю.

14.Энергия Гиббса и направленность протекания химических реакции.

ΔH	ΔS	низк	ΔG выс т		нап низ т	нап выс т	Пример
<0 экзо	>0	-	-	>		>	NH4NO3кр=NaOг+2H2Oг t-люб
0> эндо	<0	+	+	<		<	N2г+1/2O2=2N2Oг t-люб
0> эндо	>0	+	-	<		>	CO2г+CO2г=2CO2г ΔG зав от t
0< экзо	<0	-	+	>		<	CO2г+Cl2г=COCl2г ΔG зав от t

ΔG= ΔH -TΔS

При постоянстве температуры и давления химические реакции могут самопроизвольно протекать только в таком направлении, при котором энергия Гиббса системы уменьшается (ΔG<0).

ΔHΔSΔG|Возможность(невозм) самопроизвольного протекания реакции

-+-Возможно при любых температурах С₆Н₆(ж)+7,50₂(г)=6СО₂(г)+ЗН₂О(г)

+-+Невозможно при любых температурах. N₂(г)+2O₂(г)=2NO2(г)

--±Возможно при достаточно низких температ. ЗН₂(г)+N₂(г.)=2NН₃(г)

++±Возможно при достаточно высоких темпер. N₂O₄(г)=2NO₂(г)

При низких темп-х наиболее вероятно самопроиз-ое протекание экзотермических реакций, даже если при этом энтропия системы уменьшается.При высоких тем-х наиболее вероятно протекание реакций, сопровождающихся возраст. энтропии, в том числе и эндотермических реакций.

ОСНОВНЫЕ ГАЗОВЫЕ ЗАКОНЫ

Состояние газа характеризуется его температурой, давлением и объемом. Если температура газа равна 0°С, а давление равно нормальному атмосферному (101,325 кПа нлн 760 мм рт. ст.), то условия, при которых находится газ, называют нормальными. Объем, занимаемый газом при этих условиях, принято обозначать через V₀, а давление через P₀. Согласно закону Бойля-Мариотта, при постоянной температуре давление, производимое данной, массой газа, обратно пропорционально объему газа: Р₂/Р₁=V₁/V₂ или PV=const||При постоянном объеме давление газа изменяется прямо пропорционально абсолютной температуре P₁/T₁= P₂/T₂

Зависимость между объемом газа, давлением и температурой можно выразить общим уравнением, объединяющим законы Бойля- Мариотта и Гей-Люссака:PV/T= P₀V₀/T₀ Здесь Р и V-давление и объем газа при данной температуре T, Р₀ и V₀ давление и объем газа при нормальных условиях.

ώ= m_В/m_р-ра*100%;M_экВ=M_B/n*B|m_А/V_В=M_экА/V_экВ

m₁/M_эк1=V₁/V_Мэк1 | m_А/m_В=M_экА/M_экВ;

P₀V₀/T₀=PV/T | P₀=760 T₀=273| Титр T=m_В/V_р-ра ;

M_эк(O2)=8(г/моль)V=5.6(л/моль)|M _эк(H2)=12|V=11.2

Молярная конц р-ра C_В=m_В/M_В*V_р-ра(моль/л);\|/

Молярная конц эквивал в-ва C_экВ=m_В/M_экВ*V_р-ра

Моляльность C_мВ=m_В*1000/M_В*m_р-ра(моль/кг);

Молярная доля ǽ_В=υ₁/υ₁+υ₂ ;υ=m/M | V=m/ρ;

Энергия Гиббса G=H-TS(ΔG=H-TΔS T,P-const)

q_v=C_mр-раm_р-раΔt(q_vкол.теплC_mуд.т-ём.р-ра кДж/гК)

Q_v=q_vM_B/m_B(Q_v-изох.т.эф кДж/моль)ΔV=S(h₂-h₁)

q_p=C_mр-раm_р-раΔt;Q_p=q_pM_B/m_B; Q_p= Q_v-W;W=PΔV

ЭнтальпияH=U+PV|ЭнтропияS=kω(ω-термд.вер)

Δ_rH_(298.K)=[υ*Δ_fH⁰[]+]-|Δ_rS_(298.K)=[υ*Δ_fS⁰[]+]-Дж/К

PV=.υRT;W=ΔυRT;(υ-кол.моль)Δυ=Συ_прод-Συ_исх

ΔU>0(поглащ) ΔU<0(выделен) ΔU=Q-A

ΔV=0;A=PΔV ΔU=Q_υ т.э.рQ_υ<0экзо Q_υ>0эндо

ΔP=0;H=ΔU+PΔV (ΔH=ΔU+PΔV P-const)

ΔH=Q_p Q_p-т.э.р Q_υ<0экзо Q_υ>0эндотермич

ΔtH⁰(298)(B)-станд.энт t=25 P=101.325 Па

ΔrH=ΣΔƒH⁰_прод-ΣΔƒH⁰_исх(H⁰-Дж/мольК)

ΔrS=ΣγS⁰_прод-ΣγS⁰_исх (S⁰-Дж/мольК)

ΔH⁰=q_vM_B/m_B*1000 q_v=C_mр-ра*(±Δt)*m_р-ра