Главная | Случайная
Обратная связь

ТОР 5 статей:

Методические подходы к анализу финансового состояния предприятия

Проблема периодизации русской литературы ХХ века. Краткая характеристика второй половины ХХ века

Ценовые и неценовые факторы

Характеристика шлифовальных кругов и ее маркировка

Служебные части речи. Предлог. Союз. Частицы

КАТЕГОРИИ:






Основной закон термохимии – закон Гесса Г.И. (1841): Энтальпия процесса зависит только от вида и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода.




Для термохимических расчетов важны следствия из закона Гесса:

1-ое следствие: энтальпия образования соединения из простых веществ равна по величине, но противоположна по знаку энтальпии его разложения на эти же простые вещества:DHобр = - DHразл.

2-ое следствие: энтальпия реакции DHреак равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов: DHреак = S(DH0обр)прод - S(DH0обр)исх.

Например, для приведенного выше уравнения реакции DHреак составит:

DHреак = [2DH0( СО2) + 2DH0( Н2О)] - [DH0(СН3СООН) + 2DH02)]

Аналогично находят изменение энтропии реакции (DSреак = SS0 прод - SS0исх), и изменение энергии Гиббса реакции (DG0 реак = S(DG0обр)прод - S(DG0обр)исх).

Для практического применения следствий из закона Гесса необходимо знать стандартные значения изменений энтропии(Sо298), энтальпии(DHо298) и энергии Гиббса(DGо298) вещества.

Энтальпией образования DHо298называется тепловой эффект реакции образования 1 моль соединения из простых веществ в стандартном состоянии системы. Например, DHообр2О(ж))есть изменение энтальпии в процессе: Н2(г) + ½О2(г) = Н2О(ж); DHо298 = − 285,84 кДж/моль.Энтальпия образования простых веществ, находящихся в устойчивом термодинамическом состоянии, принимается равной нулю.

Важное свойство энтропии – в любой изолированной системе энтропия постоянна (DS=), если в системе идут обратимые процессы, и возрастает (DS>0) при протекании всякого необратимого процесса.

Энтропия увеличивается с увеличением температуры (растет скорость частиц в системе), при растворении кристаллического вещества, при увеличении числа частиц в системе, при усложнении по составу молекул (So(СО)<So(СО2)); энтропия уменьшается в процессах, протекающих с возрастанием упорядоченности: конденсации, сжатия, растворения газов в жидкости, уменьшения числа частиц в ходе реакции (табл. 2.1).

Таблица 2.1 – Энтропия некоторых веществ

Вещество Sо298,Дж/моль·К Вещество Sо298,Дж/моль·К
CO(г) 198,0 NH3(г) 192,5
CO2(г) 213,7 AsH3(г) 222,6
H2O(Г) 188,3 C(ГРАФИТ) 5,6
H2O(Ж) 71,1 C(АЛМАЗ) 2,5
н-C4H10(г) 309,6 изо-C4H10(г) 294,5

В изолированных системах самопроизвольно могут протекать только такие процессы, при которых энтропия системы возрастает (DS > 0). При абсолютном нуле энтропия идеального кристалла равна нулю. Это позволяет находить абсолютные величины энтропии в отличие от внутренней энергии и энтальпии.

Для однозначного ответа на вопрос – возможна ли химическая реакция или физико-химический процесс – необходимо учитывать и DH, и DS. Для протекающих в природе процессов известны две движущие силы: 1) стремление перейти в состояние с наименьшим запасом энергии и выделить тепло при таком переходе и 2) стремление перейти в состояние наибольшего беспорядка, т.е. в наиболее вероятное состояние. В химических реакциях одновременно изменяются и энергия системы и энтропия, и реакция проходит в том направлении, при котором общая суммарная движущая сила реакции уменьшается. Для изобарно-изотермических процессов функцией состояния, однозначно оценивающей возможность протекания реакций, служит изменение энергии Гиббса: DG=DH−ТDS. Таким образом, DGреакции зависит как от энтальпийного фактораDH,так иот энтропийного фактора ТDS.Величина DGпри хими-ческих реакциях свидетельствует о принципиальной возможности или невозможности осуществления того или иного процесса.

Критерий самопроизвольного процессав любых системах с постоянными давлением и температурой: самопроизвольно могут протекать только такие процессы, которые сопровождаются уменьшением энергии Гиббса (DG<). Таким образом, самопроизвольная реакция возможна, если DG<; невозможна, если DG>,т.е. реакция возможна при любых температурах, если DH<, DS>; невозможна при любых температурах, если DH>, DS<.

Термодинамическое равновесие наступает при DG=0, т.е. при равенстве энтальпийного и энтропийного факторов DH= ТDS, что позволяет определить температуру начала реакции, невозможной при стандартных условиях: ТРАВН = DH/DS.Следует отметить, что неравенство DG<свидетельствует лишь о принципиальной возможности протекания процесса, однако реакция может и не идти из-за особенностей кинетических характеристик.




Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском:

vikidalka.ru - 2015-2019 год. Все права принадлежат их авторам! Нарушение авторских прав | Нарушение персональных данных