- •Глава 1. Строение атома. Периодическая система и Периодический закон д.И.Менделеева.
- •1.1. Модель атома по Резерфорду. Постулаты Бора.
- •1.2. Корпускулярно-волновые свойства микромира.
- •Квантовые числа
- •1.3. Электронные оболочки атомов.
- •1.4. Периодическая система элементов д.И.Менделеева.
- •1.5. Периодичность свойств элементов
- •Глава 2. Химическая связь.
- •2.1. Общие положения.
- •2.2. Метод валентных связей
- •2.3. Метод молекулярных орбиталей
- •Глава 3. Основы химической термодинамики.
- •3.1. Основные определения.
- •3.2. Первый закон (начало) термодинамики. Энтальпия системы.
- •3.3. Закон Гесса
- •3.4.Второй закон (начало) термодинамики
- •3.5. Свободная энергия Гиббса
- •3.6. Химический потенциал
- •Глава 4. Основы кинетики. Химическое равновесие.
- •4.1. Скорость химической реакции.
- •4.2. Факторы, влияющие на скорость химической реакции
- •4.3. Химическое равновесие.
- •Глава 4. Основы кинетики. Химическое равновесие.
- •4.1. Скорость химической реакции.
- •4.2. Факторы, влияющие на скорость химической реакции
- •4.3. Химическое равновесие.
- •Глава 5. Растворы.
- •5.1. Общая характеристика и классификация растворов.
- •5.2. Растворение как физико-химический процесс
- •5.3. Растворимость
- •5.4. Способы выражения концентрации растворов
- •5.5.Коллигативные свойства растворов.
- •I закон Рауля
- •II закон Рауля
- •Осмос. Осмотическое давление.
- •5.6. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация.
- •Степень электролитической диссоциации
- •5.7. Основы теории растворов сильных электролитов
- •5.8. Электролитическая диссоциация воды.
- •5.9. Амфотерные гидроксиды.
- •5.10. Протолитические реакции.
- •5.11. Произведение растворимости.
- •Глава 6. Электрохимия металлов
- •Зависимость электродного потенциала от концентрации веществ выражается уравнением Нернста:
- •6.2.1. Катодные процессы
- •6.2.2. Анодные процессы При рассмотрении анодных процессов следует различать электролиз с инертным анодом и электролиз с активным анодом, т.Е. Материал которого может окисляться.
- •6.2.3. Законы электролиза
- •6.3. Коррозия металлов
- •6.3.1. Пассивное состояние металлов
- •6.3.2. Классификация методов защиты от коррозии
3.5. Свободная энергия Гиббса
Второй закон термодинамики дает критерии для самопроизвольности протекания процессов (∆S>0) и равновесия (∆S = 0) в изолированных системах, которые практически не существуют. Можно применить второй закон термодинамики к неизолированным системам, поддерживаемым при постоянной температуре. Кроме того, предполагается, что система сохраняет
постоянный объем или постоянное давление.
Для оценки самопроизвольности процесса, протекающего при постоянной температуре и давлении, используют изобарно-изотермический потенциал или энергию Гиббса:
∆G = ∆H – T ∆S. (3.5)
Энергия Гиббса является функцией состояния и рассчитывается по формуле:
∆G = ∑∆G0298(конечн.прод.) - ∑∆G0298(исходн.вещ-в).
∆G имеет размерность кДж/моль.
Величины ∆G для веществ приводятся в справочниках; для простых веществ свободная энергия Гиббса равна нулю.
Самопроизвольно могут протекать процессы, сопровождающиеся уменьшением ∆G, т.е. процессы, в которых ∆G<0. Если ∆G>0, то процесс самопроизвольно не идет. Если ∆G=0, то система находится в состоянии равновесия.
Из нескольких реакций, имеющих отрицательные значения ∆G, наиболее предпочтительна та, для которой значение ∆G минимально.
Рассмотрим возможность самопроизвольного протекания химической реакции в зависимости от знака энтальпийного и энтропийного членов в выражении изменения свободной энергии.
Возможны четыре случая.
Первый: когда изменение энтальпии отрицательно, а изменение энтропии положительно, то изменение свободной энергии всегда отрицательно. Такие реакции самопроизвольно протекают в прямом направлении. Примером может служить реакция горения черного пороха, которая протекает по следующему суммарному уравнению:
и реакция протекает самопроизвольно.
Второй: когда изменение энтальпии положительно, а изменение энтропии отрицательно. Эти реакции в прямом направлении самопроизвольно не идут, самопроизвольно протекает обратная реакция. В качестве примера приведем реакцию термического разложения хлористого водорода на простые вещества:
2 HCl(г) = H2(г) + Cl2(г)
Изменение энтальпии этой реакции равно двум энергиям разрыва
связей H–Cl и составляет 92,3·2 = 184,6 кДж. Изменение энтропии равно:
Третий: когда как изменение энтальпии, так и энтропии отрицательны. В этом случае направление самопроизвольного протекания процесса определяется температурой. При низкой температуре самопроизвольно идет прямая реакция, так как по абсолютной величине изменение энтальпии больше произведения температуры на изменение энтропии. Например, в реакции образования хлорида аммония из газообразных хлористого водорода и аммиака:
Т. к. при равновесии изменение свободной энергии равно нулю (∆G = 0), то температура, при которой система находится в равновесии, равна
T = ∆H/∆S
и
Четвертый: когда изменение энтальпии и энтропии положительные. Направление реакции также зависит от температуры: при низкой температуре самопроизвольно будет протекать обратная реакция, а при высокой – прямая. Это характерно для реакций диссоциации:
Для данной реакции ∆H0298=57,3 кДж; ∆S0298=176,6 Дж/К; ∆G0298=4,7 кДж.
Температура, при которой устанавливается состояние равновесия:
T = 324,5 К. Ниже этой температуры самопроизвольно протекает
реакция димеризации, а выше – реакция диссоциации.