16. Тепловой эффект реакций. Термохимические уравнения. Закон Гесса в термохимических расчетах (на примерах).

Закон Гесса: (следствие из 1го з-на термодинамики)тепловой эффект реакций не зависит от промежуточных стадий, от пути процесса, а определяется только начальным и конечным состоянием системы. Для расчетов используется следствие из з-на Гесса Тепловой эффект реакции равен разности между суммой энтальпий продуктов р-й предварительно умноженной на соответственные коэффициенты и суммой энтальпий исходных веществ с учетом вклада каждого стехиометрического коэффициента. ΔH^°_Х.Р.=∑υ_jΔH^°_{298(прод)}- ∑υ_iΔH^°_{298(исх.в-в)} Величина ΔH позволяет судить о прочности образующихся соединений. Чем меньше ΔH тем выше прочность образующихся соединений Энтальпия образования простого в-ва равна 0. Важным положением из з-на Гесса и его следствий является Закон Лавуазье-Лапласса : Тепловой эффект реакции разложения точно равен и противоположен по знаку температурному эффекту реакции образования.

17. Энтропия как функция состояния системы II и III законы термодинамики. Способы определения изменения энтропии в ходе химических реакций. Изменение энтропии при фазовых переходах.

2е начало термодинамики: позволяет предвидеть направление химических процессов в изолированной системе, энтропия в ней растет самопроизвольного процесса растет. Клаузис: теплота не может сама собою перейти от холодного тела к теплому. Больцман: энтропия изолированной системы стремится к максимусу. 3е начало термодинамики: энтропия идеального кристалла при Т=0К равна 0. При понижении температуры любая система переходит в состояние с большей внутренней упорядоченностью. Энтропия при этом уменьшается. При приближении к абсолютному нулю температуры энтропия стремится к нулю. Наименьшим значением энтропии обладают твердые кристаллические вещества. Изменение энтропии при фазовых переходах: Следствие из з-на Гесса для энтропии: ΔS^°_Х.Р.=∑υ_jS^°_{298(прод)}- ∑υ_iS^°_{298(исх.в-в)} У простых в-в энтропия не равна 0.

18. Определение направления и предела самопроизвольного протекания реакций. Энтальпийный и энтропийный факторы. Свободная энергия Гиббса. Температура равновесия. Связь энергии Гиббса с константой равновесия.

Энергия Гиббса: объединенный закон ΔG = ΔH^°_Х.Р.*10³ –ТΔS^°_Х.Р., ΔH^°_{Х.Р. –} энтальпийный фактор, ТΔS^°_Х.Р. – энтропийный фактор. При ΔG =0 можно рассчитать температуру равновения T_РАВН= ΔH^°_Х.Р.*10³/ ΔS^°_Х.Р. По следствию из закона Гесса: ΔG^°_Х.Р.=∑υ_jΔG^°_{298(прод)}- ∑υ_iΔG^°_{298(исх.в-в)} ΔG=-RT lnK_РАВН. Если использовать R=8,31 и переход от натурального логарифма к десятичному, то K_РАВН=10^{-ΔG / 19,113 Т} Для определения направление самопроизвольного протекания окислительно-восстановительной реакции необходимо вычислить ЭДС реакции ЭДС меньше нуля, то реакция будет протекать в обратном направлени 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 T = H/S 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.