У вас вопросы?
У нас ответы:) SamZan.net

термодинамическая функция состояния системы

Работа добавлена на сайт samzan.net: 2015-07-10

Поможем написать учебную работу

Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.

Предоплата всего

от 25%

Подписываем

договор

Выберите тип работы:

Скидка 25% при заказе до 5.4.2025

Энергетика и направление химических реакций. Химическое равновесие

Энтальпия H - термодинамическая функция состояния системы. Изменение энтальпии ΔH равно тепловому эффекту химической реакции, протекающей в изобарно-изотермических условиях (p = const, T = const), когда единственным видом работы является работа расширения газа. Его называют также энтальпией реакции. Если ΔH < 0, процесс идет с выделением теплоты в окружающую среду (экзотермическая реакция), если  ΔH > 0, процесс идет с поглощением теплоты (эндотермическая реакция).

Тепловой эффект химического процесса не зависит от пути его протекания, а зависит от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции (Закон Гесса).

Для расчетов тепловых эффектов реакций используют следствие из закона Гесса:

Энтальпия химической реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов реакции:

.

Применяя это следствие, удобно вычислять стандартный тепловой эффект реакции при 298 К: H0298, х.р., используя справочные значения стандартных теплот образования различных веществ при Т = 298 К (ΔH0f).

Стандартная теплота образования ΔH0fтепловой эффект образования 1 моля вещества из простых устойчивых при стандартных состояниях веществ. Стандартные теплоты образования простых веществ равны нулю, если их агрегатные состояния и модификации устойчивы при стандартных состояниях этих веществ при 298 К и давлении 100 кПа.

Энтропия S - термодинамическая функция состояния системы, является мерой неупорядоченности системы. Единица измерения энтропии - Дж/(моль∙К). Ее значение увеличивается с ростом температуры и уменьшается с ее понижением. При повышении давления энтропия газа уменьшается, а при понижении – возрастает. Энтропия возрастает при переходе вещества из твердого состояния в жидкое  и из жидкого в газообразное. Усложнение молекулы также приводит к возрастанию энтропии.

Стандартное изменение энтропии  в химической реакции при Т = 298 К (ΔS0х.р.) можно подсчитать, используя следствие из закона Гесса

 

и таблицы термодинамических величин, в которых приводятся стандартные энтропии веществ S0 при Т = 298 К. Стандартные энтропии простых веществ не равны нулю. Энтропия вещества стремится к нулевому значению только при приближении температуры к абсолютному нулю.

Энергия Гиббса G. В химических процессах проявляются две тенденции:

1) стремление к образованию прочных связей между частицами, к возникновению более сложных веществ, сопровождающееся понижением энергии системы (характеризуется энтальпийным фактором процесса ΔH (кДж/моль));

2) стремление к разъединению частиц (разрыв связей в исходных реагентах), к беспорядку, сопровождающееся возрастанием энтропии (характеризуется энтропийным фактором TΔS (кДж/моль)).

Оба фактора объединяет функция, называемая энергией Гиббса процесса ΔG = ΔHTΔS, которая служит критерием самопроизвольного протекания химической реакции при изобарно-изотермических условиях. При постоянном давлении и температуре самопроизвольно могут протекать только процессы, сопровождающиеся уменьшением энергии Гиббса GG < 0).

Величина ΔG тем отрицательнее, чем отрицательнее значение ΔH и чем положительнее значение ΔS. Следовательно, самопроизвольному протеканию реакции способствует ее экзотермичность (ΔH < 0) и увеличение неупорядоченности (хаотичности) в системе (ΔS > 0).

Стандартную энергию Гиббса реакции при Т = 298 К рассчитывают по следствию из закона Гесса:

используя справочные значения стандартных энергий Гиббса образования химических соединений ΔG0f. Стандартные энергии Гиббса образования простых веществ в стандартных состояниях равны нулю.

При расчете величины ΔG0Т для химических реакций при температурах, отличных от 298 К, обычно пользуются формулой:

ΔG0Т = ΔH0х.р.TΔS0х.р..

Если газообразные реагенты находятся в состояниях, отличных от стандартных, то изменение энергии Гиббса рассчитывается по уравнению Вант-Гоффа, которое для реакции

mA + nB = pC + qD

записывается в виде

где - относительные парциальные давления соответствующих веществ (, кПа, где p – парциальное давление газа).

Химическое равновесие. Большинство химических процессов протекают обратимо (в конце реакции остается сопоставимое количество исходных веществ и продуктов реакции). В этих случаях отрицательное значение ΔG  (ΔG < 0) указывает на самопроизвольное протекание прямой реакции. Положительная величина ΔG реакции (ΔG > 0) свидетельствует о невозможности самопроизвольного протекания реакции в прямом направлении и в то же время служит условием возможности самопроизвольного протекания обратной реакции. Если  ΔG = 0, то химическая реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении. В этом случае ΔH = TΔS, т.е. тенденции к порядку и беспорядку в системе одинаковы, что является термодинамическим условием химического равновесия в системе. 

Если пренебречь зависимостью ΔH и ΔS от температуры, то для обратимой химической реакции можно рассчитать температуру Tр, при которой устанавливается равновесие в системе. При условии равновесия  ΔGТ = ΔH0х.р.TрΔS0х.р = 0, следовательно Tр = ΔH0х.р. / ΔS0х.р. 

В условиях химического равновесия скорости прямой и обратной реакций одинаковы. При этом концентрации (или парциальные давления в случае газов) исходных веществ и продуктов реакции не изменяются во времени и называются равновесными концентрациями (или равновесными парциальными давлениями) веществ. Равновесные концентрации принято обозначать символом вещества в квадратных скобках (например, [О2]), а равновесное парциальное давление индексом р, например, .

Равновесные концентрации можно рассчитать, исходя из заданных начальных концентраций веществ и химического уравнения реакции, по которому определяется изменение количества веществ в ходе реакции. При этом удобно представлять данные в виде таблицы:

Концентрации

Исходные, С0

Изменение в ходе реакции С

Равновесные, [С]

Константа химического равновесия К характеризует выход реакции и выражается через равновесные концентрациис) или равновесные относительные парциальные давленияр) веществ:

                                     

Изменение стандартной энергии Гиббса ΔG0 химической реакции связано с константами равновесия Кс и Кр соотношениями:

ΔGс 0 = - RT ln Kс = - 2.3 RT lg Kc,

ΔG0 = - RT ln Kp = - 2.3 RT lg Kp

Если все реагенты газообразные и их поведение подчиняется законам идеальных газов, то связь между Кр и Кс выражается уравнением:

Kp = Kc(RT),

где  - изменение числа молей газов в результате реакции:  = (p + q) – (m + n).

Рассчитав ΔG0Т химической реакции, можно определить константу химического равновесия при температуре Т:   Kp = exp(-ΔG0Т / RT). 

      Константа реакции зависит от температуры и определяется положением равновесия. А положение равновесия определяется составом равновесной смеси, т.е. соотношением продуктов реакции и исходных веществ. Рассчитать это соотношение можно, зная величину константы равновесия.   Сместить положение равновесия (изменить соотношение продуктов реакции и исходных веществ) можно изменением температуры, концентраций участников реакции или общим давлением (при наличии газообразных веществ в реакции). Смещение равновесия подчиняется принципу Ле-Шателье и следствиям из него:

Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону той реакции, которая уменьшает это воздействие.

Следствия:

  •  При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции и наоборот.
  •  При повышении общего давления равновесие смещается в сторону образования меньшего числа моль газообразных веществ и наоборот.
  •  При увеличении концентрации одного из веществ равновесие смещается в сторону его расходования и наоборот.

                     




1. 336 Экономическая плотность тока Проводники Экономическая
2. 702 Выполнили- Алёшин Сидоренко Попов Жариков
3. Музыка Австралии
4. технічний потенціал у широкому змісті цього поняття
5. реферату- Історія мого міста в ХХ століттіРозділ- Краєзнавство Історія мого міста в ХХ столітті Історія ст.
6. Летописи СерафимоДивеевского монастыря один из авторитетнейших церковных иерархов своего времени влад
7. реферат дисертації на здобуття наукового ступеня кандидата політичних наук
8. Показательным является выход украинскобелорусского товарооборота на докризисный уровень.html
9. а арендодатель наймодатель обязуется предоставить арендатору нанимателю имущество за плату во временное
10. реферат Выполнила учитель МБОУ Полевской лицей Курского района Курской обла