Главная   Онлайн учебники   База репетиторов России   Тренажеры по химии   Подготовка к ЕГЭ 2017 онлайн



Глава 4. Химическая термодинамика

Назад Вперед
Назад Вперед

4.6. Энергия Гиббса

Самопроизвольное протекание изобарно-изотермического процесса определяется двумя факторами: энтальпийным, связанным с уменьшением энтальпии системы (ΔH), и энтропийным T ΔS, обусловленным увеличением беспорядка в системе вследствие роста ее энтропии. Разность этих термодинамических факторов является функцией состояния системы, называемой изобарно-изотермическим потенциалом или свободной энергией Гиббса (G, кДж):
ΔG = ΔH – T ΔS
(4.2)

Модель 4.10. Энергия Гиббса

При ΔG < 0 реакция термодинамически разрешена и система стремится к достижению условия ΔG = 0, при котором наступает равновесное состояние обратимого процесса; ΔG > 0 указывает на то, что процесс термодинамически запрещен (рис. 4.4).

1
Рисунок 4.4
Изменение энергии Гиббса: а – обратимый процесс; б – необратимый процесс

Записав уравнение (4.2) в виде ΔH = ΔG + T ΔS, получим, что энтальпия реакции включает свободную энергию Гиббса и «несвободную» энергию ΔS · T. Энергия Гиббса, представляющая собой убыль изобарного (P = const) потенциала, равна максимальной полезной работе. Уменьшаясь с течением химического процесса, ΔG достигает минимума в момент равновесия (ΔG = 0). Второе слагаемое ΔS · T (энтропийный фактор) представляет ту часть энергии системы, которая при данной температуре не может быть превращена в работу. Эта связанная энергия способна лишь рассеиваться в окружающую среду в виде тепла (рост хаотичности системы).

Итак, в химических процессах одновременно изменяются энергетический запас системы (энтальпийный фактор) и степень ее беспорядка (энтропийный фактор, не совершающая работу энергия).

Анализ уравнения (4.2) позволяет установить, какой из факторов, составляющих энергию Гиббса, ответственен за направление протекания химической реакции, энтальпийный (ΔH) или энтропийный (ΔS · T).

Проиллюстрируем эти четыре случая соответствующими реакциями:

1. ΔH < 0
ΔS > 0
ΔG < 0
C2H5–O–C2H5 + 6O2 = 4CO2 + 5H2O
(реакция возможна при любой температуре)
2. ΔH > 0
ΔS < 0
ΔG > 0
реакция невозможна
3. ΔH < 0
ΔS < 0
ΔG > 0, ΔG < 0
N2 + 3H2 = 2NH3 (возможна при низкой температуре)
4. ΔH > 0
ΔS > 0
ΔG > 0, ΔG < 0      
N2O4(г) = 2NO2(г) (возможна при высокой температуре).

Для оценки знака ΔG реакции важно знать величины ΔH и ΔS наиболее типичных процессов. ΔH образования сложных веществ и ΔH реакции лежат в пределах 80–800 кДж∙. Энтальпия реакции сгорания всегда отрицательна и составляет тысячи кДж∙. Энтальпии фазовых переходов обычно меньше энтальпий образования и химической реакции Δ – десятки кДж∙, Δ и Δ равны 5–25 кДж∙.

Зависимость ΔH от температуры выражается соотношением ΔHT = ΔH° + ΔCp · ΔT, где ΔCp – изменение теплоемкости системы. Если в интервале температур 298 К – T реагенты не претерпевают фазовых превращений, то ΔCp = 0, и для расчетов можно пользоваться значениями ΔH°.

Энтропия индивидуальных веществ всегда больше нуля и составляет от десятков до сотен Дж∙моль–1K–1 (табл. 4.1). Знак ΔG определяет направление реального процесса. Однако для оценки осуществимости процесса обычно пользуются значениями стандартной энергии Гиббса ΔG°. Величина ΔG° не может использоваться в качестве критерия вероятности в эндотермических процессах со значительным возрастанием энтропии (фазовые переходы, реакции термического разложнения с образованием газообразных веществ и др.). Такие процессы могут быть осуществлены за счет энтропийного фактора при условии

Модель 4.11. Диффузия газов

Назад Вперед
Наверх

Включить/Выключить фоновую музыкуВключить/Выключить звуки событий

Главная   Онлайн учебники   База репетиторов России   Тренажеры по химии   Подготовка к ЕГЭ 2017 онлайн

Смотрите также: Математика, Аннглийский язык, Химия, Биология, Физика, География, Астрономия.
А также: online подготовка к ЕГЭ на College.ru, библиотека ЭОРов и обучающие программы на Multiring.ru.