3. Понятия об энтропии и энергии Гиббса.

Химические реакции протикают как с уменьшением Н (∆Н< 0) так и с увеличением Н (∆Н > 0). Иногда ∆Н = 0. Например: гелий, неон инертные газы, при смешивании происходит увеличении беспорядка, такое состояние более вероятно.

Оценивает беспорядок энтропией и обозначается буквой . В системах где∆Н= 0 самопроизвольно протекают процессы с увеличением энтропии. ∆S=S₂-S₁; при этом ∆S> 0. Если порядок в системе уменьшается энтропия увеличивается это происходит при: растворении кристаллов и правлении сублимации (возгонка), повышение температуры. Если порядок увеличивается энтропия уменьшается это происходит при: отвердевании, конденсации, сжатии, кристаллизаций, полимеризаций понижению температуры.

Для расчетов используют стандартные значения энтропии. Для определения энтропии в реакции пользуются следствием из закона Гесса.

На направление течения физического или химического процесса влияет уменьшение внутренней энергии энтольпии ∆Н и увеличенье энтропии∆S.

Чтобы их сравнивать нужны одинаковые единицы измерения. ∆Низмеряется вкДж/моль,∆S–кДж/моль·К ∆S·Т.

Внутренняя энергия системы состоит из двух частей из свободной энергии, которая может быть превращена в работу. Из связанной энергии которая в ходе процесса не может превратится в работу. Свободная энергия системы при постоянном давлении и температуры называется изабарно изотермическим потенциалом или энергией Гиббса и обозначается буквой G.В природе самопроизвольно протекает без затраты работы только те процессы, которые сопровождаются уменьшением свободной энергии – энергией Гиббса. Так если энергией Гиббса в начальном состоянииG₁ и в конечном состоянииG₂, то самопроизвольный переход системы из начального состояния в конечное возможен при условииG₁>G_2. Тогда ∆G=G₂–G₁>0. Наоборот переход из конечного состояния в начальное возможен при условииG₁<G₂,тогда ∆G>0. ЕслиG₁=G₂, то система находится в равновесии.G=H-T·S;

∆G = ∆H – T∆S.

Чем больше возрастание энтропии тем меньше ∆G и полнее протекает реакция в прямом направлении. Для вычисления ∆G пользуются следующим уравнением:

∆G=

где ∆G_обр – это изменение энергии Гиббса при образовании соединений из простых веществ. Обычно расчеты проводят при стандартных условиях Р =101,3 кПа, Т = 298 К. И тогда ∆G обозначается ∆G⁰₂₉₈ эти значения для большинства веществ известны. И так если ∆G>0, то реакция в прямом направлении самопроизвольно не протекает, необходимо поступление энергии из вне. Если ∆G гораздо больше 0 т.е. имеет большое положительное значение, реакция возможна только в обратном направлении. Способность веществ к химическому взаимодействию иначе называются химическим сродством. Мерой химического сродства служит измерение свободной энергии Гиббса в каждой реакции. Чем больше отрицательная величена ∆G тем выше реакционная способность.

Лекция № 7 основы химической кинетики. План

1. Скорость химической реакции. Основной закон химической кинетики.

2. Зависимость скорости реакции от температуры.

3. Энергетические активации.

4. Гамагенный и гетрогенный катализ.

5. Химическое равновесие.

6. Принцип Ле Шателье.