Энергия Гиббса, Гельмгольца. Критерии направленности химических процессов.

Стр 1 из 3Следующая ⇒

Второе начало термодинамики. Энтропия.

Второе начало термодинамики:теплота не может переходить от менее нагретого тела к более нагретому телу.

Энтропия S - отношение теплоты к температуре, при которой происходит переход энергии S = Q/T Дж/моль К.

Энтропия по Больцману : S = k · ln W, где W - вероятность состояния данной системы,

k – const Больцмана. ;ΔS_пл = ΔH_пл/T_пл. Изменение энтропии в хим превращениях вычисляется по формуле: где ν_j, ν_i - стехиометрические коэффициенты в уравнении химической реакции.

Энтропия зависит от:

Агрегатного состояния вещества. Энтропия увеличивается при переходе от твердого к жидкому и особенно к газообразному состоянию. Изотопного состава. Молекулярной массы однотипных соединений. Строения молекулы. Кристаллической структуры.

Существует примерно 40 формулировок 2-го закона термодинамики:

1. Постулат Клаузиуса (немец Рудольф Клаузиус). "Единственным результатом любой совокупности процессов не может быть переход теплоты от тела менее нагретого к более нагретому."

2. Постулат Томсона Кельвина. Процесс, единственным результатом которого является превращение теплоты в работу, невозможен.

3. В изолированной системе самопроизвольно протекают только те процессы, которые сопровождаются увеличением энергии.

В самопроизвольном процессе DS > 0 (обладают все реальные системы)

В равновесном процессе DS = 0;

В не самопроизвольном процессе DS < 0. Положительной энтропией

Энергия Гиббса, Гельмгольца. Критерии направленности химических процессов.

Для общего случая обратимых и необратимых процессов можно объединить 1 и 2 законы термодинамики:

Из 1 закона:dQ = dU +dA.

Из 2 закона:dQ= TdS,поэтому TdS = dU + dAследуетdA = TdS - dU. После преобразований:

U - TS = F,поэтому:A_V =-( F₂- F₁)

F - новая функция состояния, называемая энергией Гельмгольца (свободная энергия при постоянном объеме системы или изохорно-изотермический термодинамический потенциал).

Величина А_Р = A_V - p есть величина максимальной полезной работы, где А_V - максимальная полная работа. По аналогии А_Р может быть определена в виде разности двух значений некоторой функции G - энергии Гиббса:ΔG = ΔH – TΔS ΔG⁰₂₉₈ кДж/моль ΔG⁰₂₉₈ = ΔH⁰₂₉₈– TΔS⁰₂₉₈

При ΔG < 0 реакция термодинамически разрешена и система стремится к достижению условия ΔG = 0, при котором наступает равновесное состояние обратимого процесса; ΔG > 0 указывает на то, что процесс термодинамически запрещен.

Если ΔH < 0и ΔS > 0, то всегда ΔG < 0 и реакция возможна при любой температуре.

Если ΔH > 0 и ΔS < 0, то всегда ΔG > 0, и реакция с поглощением теплоты и уменьшением энтропии невозможна ни при каких условиях.

В остальных случаях (ΔH < 0, ΔS < 0 и ΔH > 0, ΔS > 0) знак ΔG зависит от соотношения ΔH и TΔS.

Для оценки знака ΔG реакции важно знать величины ΔH и ΔSнаиболее типичных процессов. ΔH образования сложных веществ и ΔH реакции лежат в пределах 80–800 кДж∙моль^-1. Энтальпия реакции сгорания всегда отрицательна и составляет тысячи кДж∙моль^-1. Энтальпии фазовых переходов обычно меньше энтальпий образования и химической реакции – десятки кДж∙моль^-1, и равны 5–25 кДж∙моль^-1.

УРАВНЕНИЕ ГИББСА-ГЕМГОЛЬЦА:

Функции F и G - надежный критерий оценки возможности, направления и пределов протекания естественных процессов в неизолированных системах.

уравнение Гиббса - Гельмгольца: , где - температурный коэффициент работы.

12 3 Следующая ⇒

Последнее изменение этой страницы: 2018-04-11; просмотров: 499.

stydopedya.ru не претендует на авторское право материалов, которые вылажены, но предоставляет бесплатный доступ к ним. В случае нарушения авторского права или персональных данных напишите сюда...