Раздел 3 Закономерности протекания химических процессов
Элементы химической термодинамики
Знать:
1.Основные термодинамические функции: теплоту, работу, внутреннюю энергию, энтальпию, энтропию, изобарно-изотермический и изохорно-изотермический потенциалы;
2. Виды термодинамических процессов;
3. Сущность первого закона термодинамики, его математическое выражение и применение к различным процессам;
4. Причины возникновения тепловых эффектов, сущность закона Гесса и следствий из него, тепловые эффекты различных процессов;
5. Сущность и математические выражения второго закона термодинамики;
6. Сущность энтропии и ее статистическую природу;
7. Критерии самопроизвольного протекания процессов в различных системах;
8. Уравнение изотермы химической реакции и возможность его использования;
9. Уравнение изобары химической реакции и его применение.
Уметь рассчитывать:
1. Тепловые эффекты реакций при стандартных условиях;
2. Изменение энтропии в результате химической реакции;
3. Изменение свободной энергии Гиббса при заданной температуре;
4. Константу химического равновесия при заданной температуре.
Состояние системы характеризуется ее физическими и химическими свойствами (объем, давление, температура, химический состав и т.д.). Свойства, выбранные в качестве независимых переменных, называются параметрами состояния. Величина, определяемая этими параметрами, однозначно характеризующая систему и независящая от пути ее перехода из одного состояния в другое, называется функцией состояния.
|
|
|
Термодинамическими функциями состояния являются:
внутренняя энергия U характеризует общий запас энергии в системе, исключая кинетическую энергию системы как целого и ее потенциальную энергию в поле внешних сил ΔU = Uкон – Uисх > 0 внутренняя энергия системы возрастает;
энтальпия Н характеризует общее теплосодержание системы или тепловой эффект химической реакции при постоянном давлении
ΔН > 0 тепло поглощается, эндотермическая реакция;
ΔН < 0 тепло выделяется, экзотермическая реакция;
энтропия S характеризует степень беспорядочности частиц в системе
ΔS > 0 степень беспорядка возрастает;
ΔS < 0 cтепень беспорядка уменьшается;
свободная энергия Гиббса G или изобарно-изотермический потенциал характеризует часть энергии, идущую на совершение полезной работы при постоянных давлении и температуре
ΔG > 0 энергия поглощается, эндоэргоническая реакция;
ΔG < 0 энергия выделяется, экзоэргоническая реакция;
свободная энергия Гельмгольца F или изохорно-изотермический потенциал характеризует часть энергии, идущую на совершение полезной работы при постоянных объеме и температуре.
|
|
|
Δ F > 0 энергия поглощается, Δ F < 0 энергия выделяется.
В соответствии с законом Гесса:
ΔG реакции = Σ(νΔG 
)продуктов – Σ(νΔG 
)исходных веществ
ΔH реакции = Σ(νΔH )продуктов – Σ(νΔH )исходных веществ
ΔS реакции = Σ(νS 
)продуктов – Σ(ν S 
)исходных веществ.
Объединенный термодинамический закон
ΔG реакции = ΔH реакции - T ΔS реакции.
Если пренебречь зависимостями ΔH0 и ΔS0 от температуры, то для термодинамических расчетов применяют уравнение ΔG 
= ΔH 
- TΔS 
.
Если ΔG < 0, то такой процесс термодинамически возможен. Чем более отрицательно значение ΔG, тем в большей степени реакция протекает в направлении образования продуктов реакции.
Если ΔG > 0, то процесс приводит к увеличению энергии Гиббса и такая реакция термодинамически невозможна.
Если ΔG = 0, то начальные условия в системе соответствуют равновесию.
Критериями самопроизвольного протекания процессов являются
1. в изолированной системе ΔS > 0;
2. в закрытой и открытой системах ΔG < 0 (для изобарно-изотермических процессов);
3. в закрытой и открытой системах ΔF < 0 (для изохорно-изотермических процессов).
|
|
|
Дата добавления: 2018-11-24; просмотров: 255; Мы поможем в написании вашей работы! |
Мы поможем в написании ваших работ!