9. Энтропия образования вещества в результате химической реакции.Стандартная энтропия образования вещества (s ).Закономерности изменения энтропии.

S хим. реакции также не зависит от пути процесса, а определяется лишь энтропией начального и конечного состояний:

S = ν₂ S⁰_прод. – ν₁ S⁰_исх.

ν - число молей соответствующих веществ.

S⁰_{обр прост в-в} ≠ 0

Для химической реакции типа:

aA + bB = cC + dD; ΔS_р

ΔS_р рассчитывается как:

ΔS_р=cSº_C+dSº_D– aSº_Α– bSº_B

Стандартная энтропия образования вещества (S ) это энтропия при P = 101,3кПа, T = 298 К, концентрации 1моль/л.

В отличие от других термодинамических функций энтропия может быть определена по абсолютной величине

Вычисление изменения энтропии реакции

Cграф + CO2(г) = 2CO(г)

S 6 214 198

Sр = nпрод • S - nисх • S

Sр = 2·198 - 6 - 214 = 176 Дж /моль•К

10. Термодинамическое равновесие. Самопроизвольные процессы.

Закономерности изменения энтропии

• S тем меньше, чем прочнее хим. связи, чем больше твердость в-ва

• S растет с усложнением состава структурных единиц вещества

• S простых веществ и однотипных соединений является периодическим свойством

• Самопроизвольные процессы, происходящие на макроуровне идут с потерей части энергии на бесполезное нагревание системы, т.е. на беспорядочное движение микрочастиц:

S >H/ T

Термодинамическое равновесие

• В обратимом процессе в бесполезное тепло переходит наименьшее количество энтропии: Н = ТS

•  Н - энтальпийный фактор (разрыв и обр-ние хим. связей)

• ТS - энтропийный фактор (потеря энергии, связанная с хаотическим движением частиц в равновесных условиях)

Н - ТS = 0

11.Энергия ГиббсаG. Свободная энергия.Критерий направленности процессов.

ЭНЕРГИЯ ГИББСА

С учетом одновременного действия двух противоположных факторов движущей силой для р-ций, протекающих при P,T=const, принята энергия Гиббса (G) – функция состояния, называемая также изобарно-изотермич. потенциалом или свободной энергией.

В качестве критерия для определения направления самопроизвольного протекания хим. процессов (при р,Т=const) используется изменение энергии ГиббсаG или G = G₂ – G₁.

В зависимости от знака G возможны три случая.

G 0 реакция термодинамически возможна

При постоянной т-ре и давлении химические реакции протекают самопроизвольно только в направлении уменьшения энергии Гиббса в системе (G 0).

При постоянной т-ре и давлении хим. р-ции протекают самопроизвольно только в направлении ум-ния энергии Гиббса в системе (G 0).

G  0реакция термодинамически невозможна

G = 0 термодинамически возможны как прямая, так и обратная реакция

Это термодинамическое условие установления химического равновесия в реакционной системе.

Изменение энергии Гиббса - критерий направленности процесса

Н - ТS = G или G = H - TS

G - это max полезная работа, которая может быть произведена системой в самопроизвольном процессе и характеризует отклонение системы от равновесия