ИННОВАЦИОННАЯ ОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ПРОГРАММА Лекция 2 ЭНЕРГЕТИКА

на направление химической реакции

Расчет стандартной энергии Гиббса химической реакции
Модуль I.

Лекция 2. Энергетика химических процессов. Энтропия и энергия Гиббса

отношению теплоты, поглощенной системой, к абсолютной температуре:

Q – количество теплоты, получаемое
системой при температуре T
Подведенная к системе при постоянной температуре теплота расходуется на увеличение энтропии

Модуль I. Лекция 2. Энергетика химических процессов. Энтропия и энергия Гиббса

(температура, давление, объем), которые определяют макросостояние системы
совокупностью микросостояний системы, которые

определяются распределением частиц по доступным уровням энергии
Число микросостояний, соответствующее данному макросостоянию системы при заданных объеме и внутренней энергии, называют термодинамической вероятностью состояния (W)

Модуль I. Лекция 2. Энергетика химических процессов. Энтропия и энергия Гиббса

2 частицы (W=2) 3 частицы (W=4)

Модуль I. Лекция 2. Энергетика химических процессов. Энтропия и энергия Гиббса

Больцмана:

k – постоянная Больцмана
R – универсальная газовая постоянная
NA – число Авогадро

Размерность энтропии Дж/(моль∙К)

Модуль I. Лекция 2. Энергетика химических процессов. Энтропия и энергия Гиббса

конденсация веществ; реакции с уменьшением объема системы и др.
Увеличением энтропии

сопровождаются процессы, связанные с увеличением неупорядоченности: нагревание, плавление, сублимация, испарение, растворение твердых веществ; реакции с увеличением объема системы и др.

Пример. При переходе твердое вещество  жидкость  газ происходит увеличение неупорядоченности системы и возрастание энтропии:

Модуль I. Лекция 2. Энергетика химических процессов. Энтропия и энергия Гиббса

Закономерности изменения энтропии

Теплообмен в изолированной системе между соприкасающимися телами A и B

TA>TB S>0, энтропия увеличивается
Условие самопроизвольного прохождения процесса в закрытых системах:

Модуль I. Лекция 2. Энергетика химических процессов. Энтропия и энергия Гиббса

реакции равна разности сумм энтропий продуктов реакции и исходных веществ

с учетом стехиометрических коэффициентов:




S0исх, S0прод - стандартные энтропии исходных веществ и продуктов реакции
(справочные данные)
nисх, nпрод - стехиометрические коэффициенты

Модуль I. Лекция 2. Энергетика химических процессов. Энтропия и энергия Гиббса

системе (р, Т = const) возможно при условии
TS >

Qp
Qp = H TS > H или H - TS<0
При переходе системы из состояния 1 в состояние 2:
H = H2 – H1 S = S2 – S1
(H2 – H1) – T(S2 – S1) < 0 (H2 – TS2) – (H1 – TS1) < 0

Mатематическое определение энергии Гиббса:
G = H – TS при p, T = const
∆G = ∆H – T∆S при р, Т = const

Значение G<0 - условие возможности самопроизвольного прохождения реакции в закрытой системе при р,Т = const

Модуль I. Лекция 2. Энергетика химических процессов. Энтропия и энергия Гиббса

Процессы, для

которых
G<0 – термодинамически возможные
G>0 – термодинамически невозможные
Для обратимых химических процессов:
G<0 возможна самопроизвольная прямая
реакция
G>0 возможна самопроизвольная обратная
реакция
G=0 состояние химического равновесия
(прямая и обратная реакции равновероятны)

Модуль I. Лекция 2. Энергетика химических процессов. Энтропия и энергия Гиббса

1. H

возможны (G<0) при низких температурах, при высоких температурах возможны обратные реакции
Пример: N2 + 3H2 = 2NH3
2. H>0, S>0 реакции термодинамически возможны (G<0) при высоких температурах, при низких температурах возможны обратные реакции
Пример: CaCO3 = CaO + CO2
3. H>0, S<0 G>0, реакции при любых температурах термодинамически невозможны
Пример: N2 + 2O2 = 2NO2
4. H<0, S>0 G<0, реакции при любых температурах термодинамически возможны.
Пример: 2C + O2 = 2CO

Модуль I. Лекция 2. Энергетика химических процессов. Энтропия и энергия Гиббса

– значения стандартных энергий Гиббса образования веществ (G0обр, кДж/моль). Стандартной

энергией Гиббса образования называют энергию Гиббса реакции образования одного моля данного вещества из простых веществ, устойчивых в стандартных условиях.
Способ 1 (G0обр G0)
G0 = Σ nпродG0обр.прод ‑ Σ nисхG0обр.исх
nисх, nпрод ‑ стехиометрические коэффициенты
Способ 2 (H0обр H0; S0 S0)

H0 = Σ nпродH0обр.прод ‑ Σ nисхH0обр.исх

G0 = H0 ‑ TS0

S0 = Σ nпродS0прод ‑ Σ nисхS0исх

Модуль I. Лекция 2. Энергетика химических процессов. Энтропия и энергия Гиббса

в стандартных условиях
Способ 1 (G0обр

G0)
Стандартная энергия Гиббса химической реакции:

Модуль I. Лекция 2. Энергетика химических процессов. Энтропия и энергия Гиббса

в стандартных условиях
Способ 2 (H0обр

H0; S0 S0)






∆G0 < 0, в стандартных условиях реакция
термодинамически возможна
При Т = Тх реакция меняет направление

∆G0Т

0

b

α

T

Tx

Модуль I. Лекция 2. Энергетика химических процессов. Энтропия и энергия Гиббса

увеличением энтропии
Энтропия по своему физическому смыслу является мерой неупорядоченности системы
В

закрытых системах осуществление химических реакций определяется стремлением системы перейти в состояние с большей неупорядоченностью (S>0) и наименьшей внутренней энергией, с выделением ее части в форме теплоты (H<0) или работы. Самопроизвольно протекают процессы, в которых G < 0
Энергия Гиббса ‑ термодинамическая функция состояния, определяется соотношением: G = H ‑ TS при р, Т = const
Критерием возможности самопроизвольного прохождения химических реакций в закрытых системах является уменьшение энергии Гиббса G<0

Модуль I. Лекция 2. Энергетика химических процессов. Энтропия и энергия Гиббса

Б.Д., Цветков А.А. Неорганическая химия. - М.: Высш. шк., 1994
Карапетьянц

М.Х. Общая и неорганическая химия. - М.: Химия, 2000
Угай Я.А. Общая и неорганическая химия. - М.: Высш. шк., 2007
Неорганическая химия. В 3 т. Т. 1: Физико-химические основы неорганической химии. Под ред. Ю. Д. Третьякова. - М.: Академия, 2004
Гаршин А.П. Неорганическая химия в схемах, рисунках, таблицах, формулах, химических реакциях. - СПб.: Лань, 2000

Модуль I. Лекция 2. Энергетика химических процессов. Энтропия и энергия Гиббса