АвтоАвтоматизацияАрхитектураАстрономияАудитБиологияБухгалтерияВоенное делоГенетикаГеографияГеологияГосударствоДомДругоеЖурналистика и СМИИзобретательствоИностранные языкиИнформатикаИскусствоИсторияКомпьютерыКулинарияКультураЛексикологияЛитератураЛогикаМаркетингМатематикаМашиностроениеМедицинаМенеджментМеталлы и СваркаМеханикаМузыкаНаселениеОбразованиеОхрана безопасности жизниОхрана ТрудаПедагогикаПолитикаПравоПриборостроениеПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРадиоРегилияСвязьСоциологияСпортСтандартизацияСтроительствоТехнологииТорговляТуризмФизикаФизиологияФилософияФинансыХимияХозяйствоЦеннообразованиеЧерчениеЭкологияЭконометрикаЭкономикаЭлектроникаЮриспунденкция

И направленность химических реакций

Читайте также:
  1. III. КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ
  2. IV. Требования к микроклимату, содержанию аэроионов и вредных химических веществ в воздухе на рабочих местах, оборудованных ПЭВМ
  3. Антикризисная направленность реформ Л. Эрхарда
  4. Б) важна направленность в юморе: шутим не над читателем (зрителем), а вместе с ним.
  5. Билет № 16 (1) Производство химических волокон
  6. Биогеохимические круговороты основных химических элементов в биосфере
  7. Биологическая форма материи: единство, сущность, способ существования, направленность эволюции.
  8. Важнейшие черты биосферы. Круговороты веществ и химических элементов в биосфере. Биогеохимические циклы. Функции живого вещества.
  9. Валентность химических элементов. Степень окисления химических элементов.
  10. Влияние температуры на скорость химических реакций
  11. Влияние физико-химических свойств пыли на эффективность работы электрофильтра
  12. Влияние физических и химических факторов среды на бактерии

В химических процессах проявляются две тенденции:

а) стремление к образованию прочных связей между частицами, к возникновению более сложных веществ, что сопровождается выделением энергии;

б) стремление к разъединению частиц, к беспорядку, характеризуемое возрастанием энтропии.

 
 

Первая тенденция характеризуется энтальпийным фактором процесса и количественно выражается через ΔН (кДж/моль). Вторая тенденция характеризуется энтропийным фактором и количественно выражается величиной ТΔS (Дж/моль). Эти факторы, взятые по отдельности, не могут быть критерием самопроизвольности течения химических реакций. Таким критерием является химический потенциал G — энергия Гиббса процесса, составленный из энтальпийного и энтропийного факторов по уравнению:ΔG = ΔН – ТΔS

На рисунке 3 приведены соотношения между важнейшими термодинамическими функциями в изобарно-изотермических процессах.

Химический потенциал — энергия Гиббса служит критерием самопроизвольного протекания химической реакции в изобарно-изотерми-ческих, т.е обычных для химических реакций, условиях. Она имеет также названия — свободная энергия, изобарно-изотермический потенциал.

При постоянстве температуры и давления химические реакции могут самопроизвольно протекать только в таком направлении, при котором химический потенциал системы уменьшается (ΔG < 0).

Увеличение энергии Гиббса (ΔG > 0) указывает на невозможность самопроизвольного протекания прямого процесса в данных условиях и на принципиальную возможность осуществления обратного процесса.

Следует четко представлять себе, что термодинамическая возможность процесса (ΔG < 0) не гарантирует реальную его осуществимость, которая зависит от многих дополнительных факторов (агрегатного состояния веществ, характера контакта между ними, величины энергии активации, наличия или отсутствия катализа и т.д.). Однако термодинамический запрет на самопроизвольное протекание процесса (ΔG > 0) однозначно указывает, что ни подбором катализатора, ни увеличением перемешивания и другими мерами, не затрагивающими энергетику исходного и конечного состояний системы, осуществить процесс ни за какое время не удастся.



Состояние химического равновесия характеризуется минимумом химического потенциала — энергии Гиббса системы. В точке равновесия ΔG = 0, всякое макроскопическое отклонение от равновесия как в сторону прямого, так и обратного процесса сопровождается увеличением химического потенциала системы (ΔG > 0). Поэтому из состояния равновесия не могут протекать ни прямой, ни обратный процессы.

Как и остальные термодинамические функции, энергия Гиббса является функцией состояния, т.е. ее изменение (DG) зависит только от начального (ΔG1) и конечного (ΔG2) состояний системы и не зависит от пути процесса. Поэтому энергия Гиббса химической реакции определяется как разность между суммой энергий Гиббса образования продуктов реакции за вычетом суммы энергий Гиббса образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:

DGХ.Р. = SΔG0ПР. — SΔG0ИСХ.

По этой формуле определяется изменение энергии Гиббса химических реакций в стандартных условиях (при температуре 298 К), с использованием стандартных энергий Гиббса образования химических веществ (ΔG0298), которые приводятся в справочниках (см. приложение).

Пример 5. Вычислите изменение энергии Гиббса для реакции, протекающей по уравнению Н2(Г) + СО2(Г) = СО(Г) + Н2О(Ж). Может ли эта реакция протекать самопроизвольно при стандартных условиях?

Решение: Вычислим DG(Х.Р.) — критерий самопроизвольного протекания процессов. Так как речь идет о стандартных условиях, то для расчета DG(Х.Р.) проще всего воспользоваться соотношением

DG(Х.Р). = SG0ПР.. — SG0ИСХ.

Величины DG0 соответствующих веществ возьмем из приложения.

DG(Х.Р). = DG0(СО(Г)) + DG0(Н2О(Ж)) — DG0(Н2(Г)) — DG0(СО2(Г)) =

—137,27 + (—237,19) — 0 — (— 394,38) = + 19,92 кДж.

Так как DG > 0,то данная реакция при стандартных условиях не может самопроизвольно протекать.

В зависимости от температуры, направление самопроизвольного протекания химических реакций может меняться.

В формуле ΔG = ΔН – ТΔSпервая часть (ΔН) называется энтальпийный фактор реакции. Когда ΔН < 0, этот вклад способствует самопроизвольному протеканию процесса. Он мало меняется с температурой. Вторая часть (Т·ΔS) энтропийный фактор. Самопроизвольному протеканию процесса способствует повышение температуры при положительном изменении энтропии (ΔS > 0) и понижение температуры при ΔS < 0. Когда энтальпийный и энтропийный факторы действуют в противоположных направлениях, всегда имеется температура, при которой они равны по величине. При этой температуре ΔG = 0 и имеет место химическое равновесие.

Пример 6. Вычислите, при какой температуре начнется диссоциация пентахлорида фосфора, протекающая по уравнению

РСl5(Г) = РСl3(Г) + Сl2(Г).

Решение: Когда начнется диссоциация пентахлорида фосфора, в системе установится равновесие РСl5(Г) « РСl3(Г) + Сl2(Г). и нам нужно найти температуру, при которой DG(Х.Р.) = 0. Для этого воспользуемся соотношением DG(Х.Р.) = DН(Х.Р.) — ТDS(Х.Р.),. При DG(Х.Р.) = 0

(Х.Р.)

(Х.Р.) = ТDS(Х.Р.) Т = —————

DS(Х.Р.)

Величины Х.Р. и DSХ.Р. найдем из уравнений функций состояния: Х.Р. = SDН0ПРОД. — SDН0ИСХ.; DSХ.Р. = SS0ПРОД. — SS0ИСХ.

Х.Р. = DН0(РСl3(Г)) + DН0(Сl2(Г)) — DН0(РСl5(Г)) Из приложения:

Х.Р. = —306,35 + 0 — (—398,94) = 92,59 кДж

DSХ.Р.= S0(РСl3(Г)) + S0(Сl2(Г))S0(РСl5(Г)) Из приложения:

DSХ.Р= 311,66 + 222,95 — 352,71 = 181,90 Дж/К = 0,18190 кДж/К

Х.Р. 92,59

Т = ——— = ———— = 509 К

DSХ.Р. 0,18190

Следовательно, при температуре ~ 509 К установится равновесие. Выше этой температуры будет доминировать процесс диссоциации пентахлорида фосфора, ниже — процесс его образования.

 


1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 |


Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Студалл.Орг (0.005 сек.)