Презентация на тему Энергетика химических процессов. Энтропия и энергия Гиббса

реакции

Влияние температуры на направление химической реакции

Расчет стандартной энергии Гиббса

химической реакции

Модуль I. Лекция 2. Энергетика химических процессов. Энтропия и энергия Гиббса

которой равно отношению теплоты, поглощенной системой, к абсолютной температуре:

Q – количество теплоты, получаемое
системой при температуре T
Подведенная к системе при постоянной температуре теплота расходуется на увеличение энтропии

Модуль I. Лекция 2. Энергетика химических процессов. Энтропия и энергия Гиббса

значениями параметров (температура, давление, объем), которые определяют макросостояние системы
совокупностью

микросостояний системы, которые определяются распределением частиц по доступным уровням энергии
Число микросостояний, соответствующее данному макросостоянию системы при заданных объеме и внутренней энергии, называют термодинамической вероятностью состояния (W)

Модуль I. Лекция 2. Энергетика химических процессов. Энтропия и энергия Гиббса

усл. ед.

2 частицы (W=2) 3 частицы (W=4)

Модуль I. Лекция 2. Энергетика химических процессов. Энтропия и энергия Гиббса

Формула Больцмана:

k – постоянная Больцмана
R – универсальная газовая постоянная
NA – число Авогадро

Размерность энтропии Дж/(моль∙К)

Модуль I. Лекция 2. Энергетика химических процессов. Энтропия и энергия Гиббса

охлаждение, кристаллизация, конденсация веществ; реакции с уменьшением объема системы

и др.

Увеличением энтропии сопровождаются процессы, связанные с увеличением неупорядоченности: нагревание, плавление, сублимация, испарение, растворение твердых веществ; реакции с увеличением объема системы и др.

Пример. При переходе твердое вещество → жидкость → газ происходит увеличение неупорядоченности системы и возрастание энтропии:

Модуль I. Лекция 2. Энергетика химических процессов. Энтропия и энергия Гиббса

Закономерности изменения энтропии

увеличением энтропии

Пример. Теплообмен в изолированной системе между соприкасающимися телами

A и B




TA>TB ΔS>0, энтропия увеличивается
Условие самопроизвольного прохождения процесса в закрытых системах:

Модуль I. Лекция 2. Энергетика химических процессов. Энтропия и энергия Гиббса

Энтропия реакции равна разности сумм энтропий продуктов реакции

и исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:




S0исх, S0прод - стандартные энтропии исходных веществ и продуктов реакции
(справочные данные)
nисх, nпрод - стехиометрические коэффициенты

Модуль I. Лекция 2. Энергетика химических процессов. Энтропия и энергия Гиббса

в закрытой системе (р, Т = const) возможно при

условии
TΔS > Qp
Qp = ΔH TΔS > ΔH или ΔH - TΔS<0
При переходе системы из состояния 1 в состояние 2:
ΔH = H2 – H1 ΔS = S2 – S1
(H2 – H1) – T(S2 – S1) < 0 (H2 – TS2) – (H1 – TS1) < 0

Mатематическое определение энергии Гиббса:
G = H – TS при p, T = const
∆G = ∆H – T∆S при р, Т = const

Значение ΔG<0 - условие возможности самопроизвольного прохождения реакции в закрытой системе при р,Т = const

Модуль I. Лекция 2. Энергетика химических процессов. Энтропия и энергия Гиббса

реакций

Процессы, для которых
ΔG<0 – термодинамически возможные
ΔG>0 – термодинамически невозможные
Для обратимых химических процессов:
ΔG<0 возможна самопроизвольная прямая
реакция
ΔG>0 возможна самопроизвольная обратная
реакция
ΔG=0 состояние химического равновесия
(прямая и обратная реакции равновероятны)

Модуль I. Лекция 2. Энергетика химических процессов. Энтропия и энергия Гиббса

1. ΔH

реакции термодинамически возможны (ΔG<0) при низких температурах, при высоких температурах возможны обратные реакции
Пример: N2 + 3H2 = 2NH3
2. ΔH>0, ΔS>0 реакции термодинамически возможны (ΔG<0) при высоких температурах, при низких температурах возможны обратные реакции
Пример: CaCO3 = CaO + CO2
3. ΔH>0, ΔS<0 ΔG>0, реакции при любых температурах термодинамически невозможны
Пример: N2 + 2O2 = 2NO2
4. ΔH<0, ΔS>0 ΔG<0, реакции при любых температурах термодинамически возможны.
Пример: 2C + O2 = 2CO

Модуль I. Лекция 2. Энергетика химических процессов. Энтропия и энергия Гиббса

В справочниках – значения стандартных энергий Гиббса образования веществ

(ΔG0обр, кДж/моль). Стандартной энергией Гиббса образования называют энергию Гиббса реакции образования одного моля данного вещества из простых веществ, устойчивых в стандартных условиях.
Способ 1 (ΔG0обр ΔG0)
ΔG0 = Σ nпродΔG0обр.прод ‑ Σ nисхΔG0обр.исх
nисх, nпрод ‑ стехиометрические коэффициенты
Способ 2 (ΔH0обр ΔH0; S0 ΔS0)

ΔH0 = Σ nпродΔH0обр.прод ‑ Σ nисхΔH0обр.исх

ΔG0 = ΔH0 ‑ TΔS0

ΔS0 = Σ nпродS0прод ‑ Σ nисхS0исх

Модуль I. Лекция 2. Энергетика химических процессов. Энтропия и энергия Гиббса

= CaCO3(к) в стандартных условиях
Способ 1 (ΔG0обр

ΔG0)
Стандартная энергия Гиббса химической реакции:

Модуль I. Лекция 2. Энергетика химических процессов. Энтропия и энергия Гиббса

= CaCO3(к) в стандартных условиях
Способ 2 (ΔH0обр

ΔH0; S0 ΔS0)






∆G0 < 0, в стандартных условиях реакция
термодинамически возможна
При Т = Тх реакция меняет направление

∆G0Т

0

b

α

T

Tx

Модуль I. Лекция 2. Энергетика химических процессов. Энтропия и энергия Гиббса

системах сопровождаются увеличением энтропии
Энтропия по своему физическому смыслу является

мерой неупорядоченности системы
В закрытых системах осуществление химических реакций определяется стремлением системы перейти в состояние с большей неупорядоченностью (ΔS>0) и наименьшей внутренней энергией, с выделением ее части в форме теплоты (ΔH<0) или работы. Самопроизвольно протекают процессы, в которых ΔG < 0
Энергия Гиббса ‑ термодинамическая функция состояния, определяется соотношением: G = H ‑ TΔS при р, Т = const
Критерием возможности самопроизвольного прохождения химических реакций в закрытых системах является уменьшение энергии Гиббса ΔG<0

Модуль I. Лекция 2. Энергетика химических процессов. Энтропия и энергия Гиббса