Слайд 2
*
Лекция 2. Закономерности протекания химических процессов
Основы химической термодинамики
П
Л А Н
Основные понятия и определения
Первый закон термодинамики и
его приложение к различным процессам
Тепловые эффекты химических реакций. Закон Гесса и следствия из него. Термохимические расчеты.
Зависимость тепловых эффектов от температуры. Теплоемкости. Закон Кирхгофа
Направление химической реакции. Второй закон термодинамики.
Изменение энтропии при различных процессах
Условия самопроизвольного протекания процессов
Связь между изменением энергии Гиббса и константой равновесия
Слайд 3
*
Предмет химической термодинамики
Термодинамика (от греч. «термос» - теплота,
«динамос» - сила, движение) – наука о теплоте, работе
и температуре.
Термодинамика (ТД) – наука о взаимопревращениях различных видов энергии в химических и физикохимических процессах и законах этих превращений.
ТД рассматривает только макроскопические (состоящие из большого числа частиц) объекты, т.е. изучает коллективные свойства большого числа молекул.
Слайд 4
*
Химическая ТД изучает:
превращения энергии при химических реакциях;
энергетические эффекты,
сопровождающие различные физические и химические процессы;
их зависимость от
условий протекания.
В классической термодинамике отсутствует понятие «время».
Слайд 5
*
Химическая ТД позволяет:
Рассчитывать тепловые эффекты процессов и энергии
связей на основе первого закона ТД.
Определять направления самопроизвольного протекания
процесса при фиксированных внешних условиях на основе второго закона ТД.
Рассчитывать константы равновесия химических реакций и равновесный состав систем, а также определять оптимальные условия проведения реакций на основе третьего закона ТД.
Слайд 6
*
Основные понятия и определения ТД
Объект исследования ТД -
термодинамическая система – тело или совокупность тел, находящихся во
взаимодействии и выделенных для рассмотрения из окружающей среды (отделенные от нее реальной или условной границей).
Окружающая среда – огромный резервуар не измеряемой теплоты и работы. Она обширна и не реагирует на изменения, происходящие с системой.
Слайд 7
*
Классификация систем
По взаимодействию с окружающей средой:
Изолированные – не
обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией (m=const;
U=const).
Например, реакционный сосуд в термостате.
Закрытые – обмениваются с окружающей средой только энергией и не обмениваются веществом (m=const; U≠const).
Например, холодильник.
Открытые - обменивается с окружающей средой и веществом, и энергией (m≠const; U≠const).
Например, открытая пробирка, бассейн,
наша планета.
Слайд 8
*
Классификация систем
По агрегатному состоянию:
Гомогенные – состоящие из одной
фазы.
Например, смесь идеальных газов, водный раствор соли, сплав серебра
и золота.
Гетерогенные состоящие из двух и более фаз, отделенных одна от другой поверхностями раздела. Например, смесь двух кристаллических веществ, насыщенный раствор соли с ее осадком, смесь ограниченно растворимых друг в друге жидкостей.
Фаза – однородная часть системы, ограниченная поверхностью раздела и характеризующаяся в отсутствие внешних сил постоянством физических и химических свойств во всех точках
Слайд 9
*
Совокупность всех физических и химических свойств системы характеризует
ее состояние.
Состояние системы характеризуется термодинамическими параметрами и функциями.
Параметры
состояния –переменные величины, которые могут быть непосредственно заданы и измерены: температура Т, объем V, давление p.
Экстенсивные параметры – пропорциональны количеству вещества системы (объем, масса, заряд).
Интенсивные параметры – не зависящие от количества вещества (температура, давление, электрический потенциал).
Уравнение, описывающее взаимосвязь параметров состояния, называется уравнением состояния:
pV = n·RT
Слайд 10
*
Термодинамические функции – переменные величины, которые не могут
быть непосредственно измерены и зависят от параметров состояния.
Их делят
на:
Функции процесса – их изменение зависит от того, при каких условиях и каким путем протекал процесс (теплота Q, работа А).
Функции состояния – их изменение не зависит от пути и способа проведения процесса, а зависят только от начального и конечного состояния системы (внутренняя энергия U, энтальпия Н, энтропия S, энергия Гиббса G, энергия Гельмгольца F).
Термодинамические функции определяются параметрами.
Меняются параметры ↔ изменяются функции
Слайд 11
*
Термодинамическим процессом называется любое изменение параметров системы.
В зависимости
от условий протекания различают следующие виды процессов:
Изотермический (Т=const 3
→ 1);
Изобарный (р=const 2 → 3);
Изохорный (V=const 1 → 2);
Изохорно-изотермический (V=const, Т=const);
Изобарно-изотермический (р=const, Т=const);
Адиабатный (Q=const).
В качестве идеализированного химического процесса в ТД, как правило, рассматривают реакцию, протекающую в изобарно-изотермических условиях.
Слайд 12
*
В зависимости от способа проведения термодинамические процессы могут
быть:
Самопроизвольные (естественные) – происходят сами по себе, не
требуют затрат энергии извне.
Несамопроизвольные - требуют затрат энергии для своего протекания.
Цикл – замкнутый процесс, параметры которого изменяются, но в конце возвращаются к исходным значениям.
Состояние системы, при котором ее свойства постоянны во времени, но изменяются в пространстве по координатным осям (имеются потоки вещества и энергии) называют стационарным.
Слайд 13
*
Состояние системы, при котором ее свойства постоянны во
времени и пространстве (отсутствуют потоки вещества и энергии) называют
равновесным.
Равновесным (квазистатическим) называется процесс, при котором система непрерывно проходит через ряд равновесных состояний вследствие бесконечно малых изменений параметров. Протекает бесконечно медленно.
Неравновесным (нестатическим) называется процесс, при котором система выводится из состояния равновесия вследствие конечного изменения параметров, после чего стремится вернуться к нему.
Реальные природные и технологические процессы не могут быть равновесными.
Слайд 14
*
Система, совершившая равновесный процесс, может вернуться в исходное
состояние, которое она прошла в прямом процессе. Это свойство
равновесного процесса называется обратимостью.
Обратимые – процессы, после которых система и окружающая среда могут возвратиться в первоначальное состояние. В окружающей среде не происходит никаких изменений, отсутствуют энергетические потери и система совершает максимально возможную работу.
Необратимые – после обратного проведения процесса система и окружающая среда не могут одновременно возвратиться в исходное состояние. Наблюдается рассеивание энергии.
Слайд 15
*
Первый закон термодинамики
Это закон сохранения энергии в изолированной
системе.
Энергия изолированной системы есть величина постоянная.
Теплота Q, переданная системе,
идет на увеличение ее внутренней энергии ΔU и на совершение работы А системой против внешних сил: Q = ΔU + А.
Для бесконечно малого изменения величин:
δQ = dU + δА
d – бесконечно малое изменение функций состояния, δ – бесконечно малое изменение функций процесса.
Слайд 16
*
Внутренняя энергия U
Характеризует общий запас энергии в системе,
включает в себя все виды энергии движения и взаимодействия
составляющих систему структурных единиц (молекул, атомов, ядер, электронов), за исключением кинетической энергии системы как целого и ее потенциальной энергии в поле внешних сил.
Внутренняя энергия U – функция состояния.
Абсолютное значение внутренней энергии нельзя измерить или вычислить, можно лишь определить ее изменение при переходе системы из состояния 1 в состояние 2:
Δ U = U2 – U1
Δ U > 0, если в ходе процесса внутренняя энергия возрастает ↑.
Слайд 17
*
Энергия может передаваться от одной системы к другой
двумя путями:
В виде теплоты Q (при столкновении хаотически движущихся
молекул и атомов соприкасающихся тел, энергия передается от более нагретых частей системы к менее нагретым - микроскопическая форма передачи);
Δ Q > 0 теплота поглощается системой из окружающей среды, реакция эндотермическая;
Δ Q < 0 теплота отдается системой в окружающую среду, реакция экзотермическая.
Слайд 18
*
При совершении работы A против внешних сил (макроскопическая
форма передачи энергии от упорядоченного поступательного движущегося потока большого
числа частиц системы к частицам окружающей среды с созданием в ней аналогичного потока).
А > 0 система совершает работу расширения;
А < 0 окружающая среда совершает над системой работу сжатия.
В ТД рассматривается только механическая работа расширения или сжатия. При постоянном внешнем давлении:
А = р(V2 – V1) = p·ΔV,
где ΔV – изменение объема системы
Слайд 19
*
Приложение первого закона ТД к различным процессам
Изохорный процесс
(V=const, dV=0, pΔV=0 ):
δQv = dU; Qv =
ΔU
В изохорном процессе теплота, сообщенная системе, полностью расходуется на увеличение ее внутренней энергии.
Изотермический процесс (Т=const, U=const, dU=0):
δQТ = δА = p·ΔV; QТ = А
В изотермическом процессе теплота, сообщенная системе, полностью расходуется на совершение работы расширения.
Адиабатный процесс (Q=0): А = - ΔU
В адиабатном процессе механическая работа может совершаться только за счет убыли внутренней энергии системы.
Слайд 20
*
Изобарный процесс (p=const, dp=0):
δQр= dU + δА
= dU + p·dV = dU + d(pV) =
= d(U + pV) = dН,
Н = U + pV – энтальпия
Qр = Н2 – Н1 = ΔН
В изобарном процессе теплота, сообщенная системе, расходуется на увеличение ее внутренней энергии и совершение работы, т.е. на изменение энтальпии.
Энтальпия - функция состояния (теплосодержание).
Слайд 21
*
Термохимия
Это применение первого начала термодинамики к химическим процессам.
Термохимия
– раздел физической химии, изучающий тепловые эффекты химических реакций
и физ.-хим. процессов: кристаллизация, гидратация, растворение…
Тепловой эффект химической реакции – это количество теплоты, выделяемое или поглощаемое в результате осуществления химического процесса в термохимической системе при постоянном давлении или объеме и равенстве температур исходных веществ и конечных продуктов.
ΔН – тепловой эффект химической реакции, протекающей при постоянном давлении.
ΔU – тепловой эффект химической реакции, протекающей при постоянном объеме.
Слайд 22
*
Основные термохимические законы
Закон Лавуазье–Лапласа: Теплота разложения данного химического
соединения на простые вещества численно равна теплоте образования этого
соединения из соответствующих простых веществ, но имеет противоположный знак.
СН4(г) → С(графит) + 2Н2 (г), ΔН° = +74,9 кДж/моль
С(графит) + 2Н2 (г) → СН4(г), ΔН° = -74 ,9 кДж/моль
Теплотой образования (formation) Δf Н° сложного вещества называют тепловой эффект образования 1 моль этого вещества из простых веществ, взятых в их устойчивом состоянии при данных условиях.
Обычно теплоты образования относят к стандартным условиям: Т=298К (25оС); р=1,013·105 Па (1 атм.) и обозначают Δf Н°298 . Эти величины приводятся в термодинамических справочниках.
Слайд 23
*
Термохимические уравнения
Химические уравнения, в которых указаны тепловые эффекты
реакций и агрегатные состояния веществ, называют термохимическими.
2Н2(г) + О2(г)
= 2Н2О(ж), ΔН° = -571,6 кДж
Чтобы показать тепловой эффект при образовании 1 моль вещества в термохимических уравнениях применяют дробные коэффициенты:
Н2(г) + ½О2(г) = Н2О(ж), ΔН° = -285,8 кДж
По термохимическим уравнениям реакций можно проводить различные расчеты.
Слайд 24
*
Закон Гесса (1840 г)
Тепловой эффект химической реакции при
постоянном давлении или постоянном объеме зависит только от природы
и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции, но не зависит от пути перехода из начального состояния в конечное.
Согласно закону Гесса, тепловые эффекты всех этих реакций связаны следующим соотношением:
ΔН1 = ΔН2 + ΔН3 = ΔН4 + ΔН5 + ΔН6
Слайд 25
*
На основании закона Гесса с термохимическими уравнениями можно
оперировать так же, как и с алгебраическими.
Пример. Вычислить
тепловой эффект реакции, термохимическое уравнение которой имеет вид
2 С(графит) + 3 Н2(г) = С2Н6(г); Δf Н° = ?
исходя из следующих данных:
а) С2Н6 (г) + 3,5 О2 = 2 СО2(г) + 3Н2О(ж); ΔН° = - 1559,87 кДж
б) С(графит) + О2(г) = СО2(г) ; ΔН° = - 393,51 кДж
в) Н2(г) + 0,5 О2(г) = Н2О(ж); ΔН° =- 285,84 кДж
Для получения искомого результата следует уравнение (б) умножить на 2, уравнение (в) - на 3, а затем из суммы этих уравнений вычесть уравнение (а) : (2 б + 3 в) - а
2С(графит) + 2О2(г) = 2СО2(г) ; ΔН° = - 787,02 кДж
3Н2(г) + 1,5 О2(г) = 3Н2О(ж); ΔН° =- 857,52 кДж
2С(графит) + 3Н2(г) + 3,5 О2(г) = 2СО2(г)+ 3Н2О(ж) Δr Н° = - 1644,54 кДж
Δf Н° (С2Н6) = -1644,54 – (-1559,87) = -84,57 кДж/моль
Слайд 26
*
Первое следствие закона Гесса:
Энтальпия реакции равна сумме энтальпий
образования продуктов за вычетом суммы энтальпий образования реагентов с
учетом стехиометрических коэффициентов.
∆r Н0 = ∑ νi`∆f Н0продукты - ∑ νj`∆f Н0исход.в-ва
Теплота образования простого вещества равна нулю.
Чем меньше значение теплоты образования, тем выше устойчивость соединения в стандартных условиях.
Слайд 27
*
Задача 1. При взаимодействии кристаллического оксида алюминия и
газообразного оксида серы(VI) получен кристаллический сульфат алюминия. Составьте термохимическое
уравнение реакции, вычислите тепловой эффект, укажите тип реакции: экзо- или эндотермическая.
Составляем уравнение реакции: Al2O3 + 3SO3 = Al2(SO4)3
Из справочника выписываем значения Δf Н°298 для веществ, входящих в уравнение реакции: Δf Н(Al2O3,к) = −1669,8 кДж/моль; Δf Н(SO3,г) = −396,1 кДж/моль;
Δf Н(Al2(SO4)3,к) = −3442,0 кДж/моль.
Вычисляем тепловой эффект реакции:
Δr Н° = Δf Н(Al2(SO4)3,к) − [Δf Н(Al2O3,к) + 3Δf Н(SO3,г)] = = −3442,0 − (−1669,8 + 3·(−396,1)) = −583,9 (кДж)
Записываем термохимическое уравнение реакции:
Al2O3(к) + 3SO3(г) = Al2(SO4)3(к), Δr Н° = −583,9 кДж
Δr Н < 0, следовательно реакция экзотермическая, протекает с выделением тепла.
Слайд 28
*
Задача 2. Учитывая термохимическое уравнение реакции:
Н2(г) +
F2(г) = 2HF(г) Δr Н° = − 537,2
кДж,
найдите массу фтора, вступившего в реакцию, если количество выделившейся теплоты составило 429,76 кДж.
Находим количество вещества фтора, которое вступило в реакцию:
по ур-нию р-ции: 1 моль F2 − 537,2 кДж
фактически: х моль F2 − 429,76 кДж, откуда
х = 429,76/537,2 = 0,8 моль (F2)
Находим массу фтора, вступившего в реакцию:
М = m/n; m = M·n;
m (F2) = 38г/моль· 0,8 моль = 30,4 г
Ответ: m(F2) = 30,4 г
Слайд 29
*
Второе следствие закона Гесса:
Энтальпия реакции равна сумме энтальпий
сгорания исходных веществ за вычетом суммы энтальпий сгорания продуктов
с учетом стехиометрических коэффициентов.
∆r Н0 = ∑ νi·∆Нс0исход.в-ва - ∑ νj·∆Нс0продукты
Теплотой сгорания (combustion) ∆Нс0 называют тепловой эффект окисления 1 моль данного вещества кислородом с образованием соответствующих продуктов (СО2, Н2О, N2 и др.).
Эти значения также приводятся в справочниках.
Через теплоты сгорания обычно рассчитывают:
энтальпии реакций с участием органических веществ;
Эффективность топлива;
Калорийность пищевых продуктов в диетологии.
Слайд 30
*
I закон термодинамики и закон Гесса позволяют составить
энергетический баланс процесса – рассчитать тепловые эффекты реакций, как
протекающих самопроизвольно, так и реально неосуществимых.
Слайд 31
*
Вопрос о направленности химического процесса решается в рамках
II закона термодинамики.
II закона термодинамики:
определяет, какие из процессов в
данной системе могут протекать самопроизвольно;
устанавливает предел их возможного самопроизвольного протекания, т.е. каково состояние равновесия;
дает возможность определить, какими должны быть внешние условия, чтобы интересующий нас процесс протекал в нужном направлении и в нужной степени.
Слайд 32
*
Понятие об энтропии
Состояние вещества можно охарактеризовать двояко:
Указать
конкретные значения измеряемых свойств, например, температуру и давление.
Это характеристики макросостояния.
Указать мгновенные характеристики каждой частицы вещества – ее положение в пространстве, скорость и направление перемещения. Это характеристики микросостояния.
Поскольку тела состоят из огромного количества частиц, то данному макросостоянию соответствует колоссальное число различных микросостояний.
Слайд 33
*
Число микросостояний, с помощью которых можно осуществить данное
макросостояние, - термодинамическая вероятность, WТ.
Она связана с одним из
фундаментальных свойств вещества – энтропией, S:
уравнение Больцмана,
где k = R/NA = 1,38·10-23 Дж/К – постоянная постоянная Больцмана
S – термодинамическая функция состояния, количественная мера беспорядка в системе (мера неупорядоченности системы).
Слайд 35
*
II Закон термодинамики
В изолированной системе самопроизвольные процессы происходят
в направлении увеличения энтропии.
ΔS ≥ 0
любая изолированная система,
предоставленная самой себе, изменяется в направлении состояния, обладающего максимальной вероятностью.
Слайд 36
*
Второй закон термодинамики
Невозможен самопроизвольный переход теплоты от холодного
тела к горячему. (Р. Клаузиус, 1850 г.)
Невозможно превратить
в механическую работу в теплоту какого-либо тела, не производя никакого другого действия, кроме охлаждения этого тела. (Кельвин, 1854 г.)
Вечный двигатель второго рода невозможен. (Оствальд, 1888 г.)
Слайд 37
*
Энтропия – приведенная теплота (формулировка Клаузиуса)
Если система получает
некоторое количество теплоты Q обратимым путем (в условиях теплового
равновесия с ее окружением при температуре Т), то энтропия возрастает на величину Q/T.
В любом реальном (необратимом) процессе возрастание энтропии превышает величину Q/T.
Математическое выражение II закона ТД:
dS ≥ δQ/T
Знак неравенства относится к необратимым самопроизвольным процессам, знак равенства – к обратимым процессам.
Слайд 38
*
Изменение энтропии при различных процессах
Нагревание вещества: ΔS >
0;
Охлаждение: ΔS < 0.
При Т→ абсолютный ноль (-2730С): S
→ 0.
Агрегатное состояние вещества:
Н2Отв→ Н2Ож → Н2Огаз
S0 (Дж/моль×К) 39 69 189
Энтропия возрастает при увеличении объема системы и числа частиц в ней:
а) СаСО3(тв) → СаО(тв) + СО2(г) 0 моль газа → 1 моль газа
б) Na2SO4(р-р) → Na+ + SO42- - растворение, диссоциация
Слайд 39
*
Сложность строения молекул:
а) аллотропия – чем вещество тверже,
тем меньше энтропия:
S0(алмаз)= 2.37 Дж/моль×К
S0(графит)= 5.74 Дж/моль×К
б) в ряду аналогов с увеличением числа атомов в молекуле (молярной массы) энтропия увеличивается:
S0(O2) = 205 Дж/моль×К S0(O3) = 238.8 Дж/моль× К
S0(F2) < S0(Cl2) < S0(Br2) < S0(I2)
CH4 C2H6 C3H8
S0 44.5 54.8 64 (Дж/моль×К)
CH3-CH3 CH2=CH2 CH≡CH
S0 54.8 52.45 48 (Дж/моль×К)
Чем полярнее связь, тем меньше энтропия:
SН2О > SНCl > SNaCl
Слайд 40
*
III Закон термодинамики
(постулат Планка)
При температуре абсолютного нуля (Т
= 0К) энтропия идеального кристалла любого простого или сложного
вещества равна нулю.
lim S = 0
T→0
Стандартная энтропия любого вещества всегда положительная величина (S0298 > 0).
Стандартной энтропией S0298 называется энтропия 1 моль вещества в его стандартном состоянии.
Слайд 41
*
Расчет энтропии
S – термодинамическая функция состояния.
Единицы измерения:
[Дж/моль×К].
Изменение энтропии ΔS в каком –либо процессе зависит только
от начальной величины S1 и конечной S2: ΔS = S2 - S1 и не зависит от пути проведения процесса.
ΔS0реакции=Σ ni·S0обр.(продуктов) –
- Σ nj·S0обр.(реагентов)
Абсолютные значения энтропии приводятся в справочниках.
Слайд 42
*
Зависимость ΔH° и ΔS° от температуры
Теплоемкостью с называется
количество теплоты, необходимое для нагревания 1 г (удельная теплоемкость)
или 1 моль (молярная теплоемкость) вещества на 1 К.
c = Q/ΔΤ
Истинная теплоемкость: c = δQ/dΤ
Средняя теплоемкость: c = Q/Τ2 -Т1
Изобарная теплоемкость: cр = dH/dΤ
Продифференцируем уравнение: Qр = ΔН = Н2 – Н1
d(ΔH)/dΤ = (dH2 /dΤ) - (dH1 /dΤ) = cр2 – cр1 = Δcр – уравнение Кирхгофа
Δcр – разность молярных теплоемкостей продуктов реакции и исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.
Слайд 43
*
Для расчета ΔH при заданной температуре интегрируем уравнение
Кирхгофа:
Зависимость теплоемкости веществ от температуры:
Δср = Δa + ΔbT
+ Δc´/ T 2 + Δc ·T 2
Коэффициенты a, b, c´, c - для продуктов и исходных веществ из справочника.
Δa, Δb, Δc´, Δc - сумма соответствующих величин для продуктов, умноженных на стехиометрические коэффициенты, минус соответствующая сумма для исходных веществ.
Δср подставляем под знак интеграла, расчет в соответствии с правилами интегрирования.
Слайд 44
*
При использовании средних теплоемкостей (таблицы):
Δср = const;
Стандартная
энтропия реакции при Т ≠ 298 К:
Слайд 45
*
Критерии направленности самопроизвольного процесса
Изолированная система (dU=0; dV=0):
dS ≥ δQ/Т (II З-н ТД); δQр =
dU + p·dV (I З-н ТД)
TdS ≥ dU + pdV dS ≥ 0
ΔS > 0 – в системе самопроизвольно протекает прямая реакция;
ΔS = 0 – система находится в состоянии равновесия;
ΔS < 0 – в системе протекает обратная реакция.
dU=0; dV=0
Слайд 46
*
■ Процессы, протекающие при постоянных
давлении и температуре (р, Т = const)
Для выяснения возможности протекания процессов в изобарно-изотермических условиях применяется термодинамическая функция энергия Гиббса G (изобарно-изотермический потенциал).
По рекомендации ИЮПАК: G = H – TS
dG = dU + pdV + Vdp – TdS – SdT, но
TdS ≥ dU + pdV, т.е. dU ≤ TdS – pdV
dG ≤ Vdp – SdT dGp,T ≤ 0; G →Gmin
dp = dT = 0
Слайд 47
*
В закрытой системе в изобарно-изотермических условиях знак изменения
dG - критерий направленности самопроизвольного процесса:
ΔG = 0 (G
= Gmin, энергия Гиббса имеет минимальное значение) система находится в состоянии термодинамического равновесия;
ΔG < 0 (G → Gmin, энергия Гиббса убывает) процесс самопроизвольно протекает в прямом направлении, т.е. термодинамически возможен;
ΔG > 0 (G → Gmax, энергия Гиббса возрастает) самопроизвольно протекает только обратный процесс, прямой процесс термодинамически невозможен.
Слайд 50
*
Расчет энергии Гиббса
Изменение энергии Гиббса можно вычислить по
формуле:
ΔG0Т = ΔH0298 - T·ΔS0298 ,
предварительно определить тепловой
эффект реакции ΔH0298 и изменение энтропии ΔS0298 и пренебречь их зависимостью от Т.
ΔG0 – функция состояния:
ΔG0реакции = Σ ni·G0обр (продуктов) - Σ nj·G0обр (реагентов)
ΔG0обр(простых веществ) = 0
Единицы измерения: кДж/моль
Тр = ΔH0/ΔS0 – температура равновероятности прямой и обратной реакции
Слайд 51
*
Химическое равновесие
Большинство химический реакций обратимо, т.е. протекает одновременно
в противоположных направлениях.
2Н2(г) + О2 ↔ 2Н2О(г),
ΔН < 0, ΔS < 0
Протекание реакции в прямом направлении сопровождается:
выделением теплоты (ΔН < 0); уменьшением энтропии (ΔS<0), (из 3 моль газов образуются 2 моль газов).
Движущая сила прямого процесса – энергетический (энтальпийный) фактор.
Протекание реакции в обратном направлении сопровождается:
поглощением теплоты (ΔН > 0); энтропия системы возрастает (ΔS > 0).
Движущей силой обратного процесса является энтропийный фактор.
ΔН = ТΔS ; ΔG = 0 – условие химического равновесия
Слайд 52
*
Термодинамическим равновесием называется такое термодинамическое состояние системы, которое
при постоянстве внешних условий не изменяется во времени, причем
эта неизменяемость не обусловлена каким-либо внешним процессом.
Химическое равновесие – частный случай термодинамического равновесия.
В состоянии химического равновесия скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.
К равновесию можно подойти с противоположных сторон — как за счет взаимодействия исходных веществ, так и за счет взаимодействия конечных продуктов.
Достижение системой состояния равновесия не означает прекращения процесса.
После наступления равновесия концентрации веществ (исходных и продуктов) при данных условиях остаются неизменными. Эти концентрации называют равновесными.
Слайд 53
*
Количественной характеристикой химического равновесия является константа равновесия, которая
может быть выражена через равновесные концентрации С, парциальные давления
р или мольные доли X реагирующих веществ.
aA + bB +…↔ mM + nN + …
Величина константы равновесия зависит только от природы реагирующих веществ и температуры.
физический смысл константы равновесия: она показывает, во сколько раз скорость прямой реакции больше скорости обратной при данной температуре и концентрациях всех реагирующих веществ, равных 1 моль/л.
Слайд 54
*
Уравнение изотермы химической реакции
Устанавливает связь между ΔG0 и
константой равновесия Кp
В момент равновесия:
ΔrGТ = 0;
Кp –
константа равновесия, const при данной Т.
ΔrGT0 = − RT · ln Кp – изотерма Вант-Гоффа
ΔrGT0 = − 2,3·RT · lg Кp
ΔrG2980 = − 5,69·RT · lg К298
Слайд 55
*
Зависимость Кр от температуры
По уравнению изотермы можно рассчитать
Кр:
Кр = exp(- ΔG0 / RT)
Кр > 1; равновесие
сдвинуто в сторону образования продуктов реакции.
Кр < 1; равновесие сдвинуто в сторону исходных веществ; прямая реакция протекает незначительно.
Повышение либо понижение температуры означает приобретение либо потерю системой энергии - должно изменять величину константы равновесия.
Слайд 56
*
Дифференцируем и получаем изобару Вант-Гоффа:
Экзотермические реакции: ΔH°
0.
В этом случае температурный
коэффициент логарифма константы
равновесия отрицателен. Повышение
температуры уменьшает величину
константы равновесия, т.е.
смещает равновесие влево.
Эндотермические реакции: ΔH° > 0.
В этом случае температурный
коэффициент логарифма константы
равновесия положителен; повышение
температуры увеличивает величину
константы равновесия, т.е.
смещает равновесие вправо.
![*Расчет энтропииS – термодинамическая функция состояния. Единицы измерения: [Дж/моль×К]. Изменение энтропии ΔS в](/img/tmb/15/1461189/00ab47e167084f3f446789d6243c0613-720x.jpg "Закономерности протекания химических процессов. Основы химической термодинамики. (Лекция 2)")
