Химический потенциал. Активность и коэффициент активности. Условия химического равновесия

Понятие об энтропии. Стандартные энтропии. Изменение энтропии при химических процессах и фазовых переходах. Понятие об энергии Гиббса и энергии Гельмгольца. Направленность химических реакций. Стандартное изменение энергии Гиббса. Энергия Гиббса и энергия Гельмгольца и их изменения при химических процессах. Условия самопроизвольного протекания химических реакций. Условия химического равновесия. Обратимые и необратимые реакции. Химический потенциал. Активность и коэффициент активности.

Лекция 8. Химическое сродство

Задачи.

1.ΔН^ореакции: CaO(к) + CO2(г) = CaCO3(к) составляет, кДж
а) -177 б) -1,77 в) 177 г) -2237

2.При сгорании 1 г магния выделилось 25 кДж теплоты. На основании этих данных молярная теплота образования оксида магния (кДж/моль) равна:
ٱ 600 ٱ 1000 ٱ 1200 ٱ 2000
Ответы:

8.1. Понятие об энтропии. Первое начало термодинамики ничего не говорит о направлении протекания процесса. О направлении протекания процессов говорит второе начало термодинамики.
Второе начало термодинамики: Теплота не может переходить от менее нагретого тела к более нагретому телу. Клаузиус ввёл следующую термодинамическую функцию, которую назвал энтропией S (превращение). Энтропия – отношение теплоты к температуре, при которой происходит переход энергии S = Q/T Дж/моль к. Физический смысл энтропии настолько сложен, что долгое время не был объяснён. Объяснил его Больцман. Он назвал энтропию термодинамической вероятностью существования системы, то - есть данному макросостоянию системы отвечает множество микросостояний. Под микросостоянием системы понимается скорость и траектория каждой микрочастицы, составляющей систему, а также взаимное положение микрочастиц, число их столкновений и т.д. Энтропия по Больцману: S = K · lnW, гдеW – вероятность состояния данной системы, K – постоянная Больцмана.
Энтропия – мера неупорядоченности системы.
Определяется и рассчитывается абсолютная энтропия, приведённая к нормальным условиям. Положительной энтропией обладают все реальные системы. Отсюда вытекает третье начало термодинамики:Нулевой энтропией обладают идеальные кристаллы при абсолютном нуле. В реальных условиях в изолированной системе величина связанной, или недоступной, энергии возрастает, то – есть самопроизвольно энтропия может только возрастать

Поскольку энтропия - функция системы, т.е. зависит от начального и конечного состояний системы, то изменение энтропии химического процесса зависит от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции.

aA + bB = cC +dD;

ΔS ⁰_х.р. = (cS ⁰_C + dS ⁰_D) – (aS ⁰_A + bS ⁰_B) Дж/к.

Для самопроизвольных процессов в изолированной системе ΔS⁰₂₉₈ > 0 – необратимый процесс, ΔS⁰₂₉₈ = 0 - обратимый процесс.
Эти критерии не могут быть использованы для закрытых систем.

8.2. Понятие об энергии Гиббса и энергии Гельмгольца.
Для закрытых систем вводятся новые термодинамические функции: свободная энергия Гельмгольца (F) и ее изменение D F, которые являются мерой химического сродства и критерием самопроизвольного протекания изохорно-изотермических процессов, кДж/моль; - свободная энергия Гиббса G и ее изменение DG, которые являются мерой химического сродства и критерием самопроизвольного протекания изобарно-изотермических процессов, кДж/моль.

ΔH⁰ -ΔS⁰T = ΔG⁰.

ΔU⁰ -ΔS⁰T = ΔF⁰.

Самопроизвольный необратимый процесс возможен только в том случае, если изменение энергии Гиббса (Гельмгольца) меньше нуля ΔG(ΔF) < 0.

Знак изменения функции	Возможность протекания реакции	Пример реакции
ΔH^0	ΔS^0	ΔG
+	-	+	Невозможно ни при каких условиях	N2+2O2=2NO2
-	+	-	Возможно при любых условиях	C2H2+7.5O2=6CO2+3H2O
-	-	+ -	Возможно при низких температурах	3H2+N2=2NH3
+	+	+ -	Возможно при высоких температурах	N2O4=2NO2

Дата добавления: 2014-01-03