Критерии направленности самопроизвольных процессов. Критерии направления самопроизвольно протекающих процессов

Характеристика системы	Критерий	равновесия	Условие протекания самопроизвольного процесса
Изолированная система	Энтропия S	ΔS = 0, S = S max	ΔS > 0
Неизолированная система, р,Т = const	Изобарно-изотермический потенциал G	ΔG = 0, G = G min	ΔG < 0
Неизолированная система, V , Т = const	Изохорно-изотермический потенциал F	ΔF = 0, F = F min	ΔF < 0

Раздел II. Растворы и гетерогенные равновесия

2.1 Основные понятия и определения

Вещества, образующие термодинамическую систему, могут находиться в различных агрегатных состояниях: газообразном, жидком, твердом.

Термодинамическая система, внутри которой нет поверхностей раздела, отделяющих различные либо по физическому строению, либо по химическим свойствам части системы, называется гомогенной.

Термодинамическая система, состоящая из различных по физическим или химическим свойствам частей, отделенных друг от друга поверхностями раздела, называется гетерогенной.

Любая гетерогенная система состоит из нескольких фаз.

Фаза – это часть гетерогенной системы, ограниченная поверхностью раздела и характеризующаяся одинаковыми физическими и химическими свойствами во всех точках.

Различают однофазные, двухфазные, трехфазные и т.д. системы.

Каждая система состоит из одного или нескольких веществ, называемых компонентами.

Компоненты – индивидуальные вещества, из которых состоит система, и которые могут быть выделены из системы и существовать вне ее.

Числом независимых компонентов называется наименьшее число индивидуальных веществ, необходимое для образования данной системы. Оно равно общему числу индивидуальных веществ, входящих в данную систему, за вычетом числа уравнений, связывающих эти вещества.

По числу компонентов различают однокомпонентные, двухкомпонентные, трехкомпонентные и т.д. системы.

Любая система характеризуется внешними и внутренними параметрами состояния.

Число независимых термодинамических параметров данной системы, производное изменение которых в определенных пределах не вызывает исчезновения одних и образование других фаз называется числом термодинамических степеней свободы, или вариантностью, системы.

По числу термодинамических степеней свободы системы разделяются на инвариантные (С = 0), моновариантные (С = 1), дивариантные (С = 2) и т.д.

Раствором называется гомогенная однофазная система, состоящая не менее чем из двух независимых компонентов, в каждом элементарном объеме которого одинаковые физические, химические и термодинамические свойства.

Растворителем обычно считают вещество, количество которого в растворе больше или которое не меняет своего агрегатного состояния при образовании раствора, остальные компоненты называют растворенными .

Различают твердые, жидкие и газообразные идеальные и реальные растворы.

Идеальным называется такой раствор, все компоненты которого характеризуются одинаковой формой и размером молекул и одинаковой энергией межмолекулярных взаимодействий.

Идеальные растворы встречаются довольно редко. Это гомогенные смеси близких по физико-химическим свойствам веществ. Например, смеси оптических изомеров, соседних членов одного и того же гомологического ряда. Моделью идеального газового раствора является смесь идеальных газов. Часто к идеальным растворам относят бесконечно разбавленные растворы.

Большинство растворов являются реальными.

Реальные растворы – это растворы, компоненты которых отличаются либо по форме либо по размерам либо по энергии межмолекулярных взаимодействий.

Все свойства растворов подразделяют на экстенсивные и интенсивные .

Экстенсивные свойства – свойства, зависящие как от общей массы раствора, таки от его состава, например V , U , H , G , S , C p .

Эти свойства относятся ко всему раствору, как единому целому, а не к отдельным его компонентам.

Интенсивные свойства – это такие свойства, которые зависят только от состава раствора и не зависят от его общей массы, например, давление насыщенного пара.

Для характеристики растворов используют средние мольные и парциальные мольные свойства.

Среднее мольное свойство – экстенсивное свойство 1 моль раствора.

Например, средний мольный объем можно рассчитать по формуле:

где n 1 , n 2 , n 3 ,… – число моль первого, второго, третьего и т.д. компонентов.

Парциальное мольное свойство i -го компонента – это частная производная от экстенсивного свойства раствора по числу молей этого компонента (n i ) при постоянстве количества всех остальных компонентов и внешних параметрах (Р и Т ).

Парциальное мольное свойство является характеристикой отдельного компонента системы, т.е. является интенсивным свойством раствора.

Например, парциальный мольный объем i -го компонента – это частная производная

Раздел II. растворы и гетерогенные равновесия

Основные понятия и определения

Любая гетерогенная система состоит из нескольких фаз.

Различают однофазные, двухфазные, трехфазные и т.д. системы.

Каждая система состоит из одного или нескольких веществ, называемых компонентами.

По числу компонентов различают однокомпонентные, двухкомпонентные, трехкомпонентные и т.д. системы.

Любая система характеризуется внешними и внутренними параметрами состояния.

Различают твердые, жидкие и газообразные идеальные и реальные растворы.

Большинство растворов являются реальными.

Все свойства растворов подразделяют на экстенсивные и интенсивные .

Экстенсивные свойства – свойства, зависящие как от общей массы раствора, таки от его состава, например V , U , H , G , S , C p .

Эти свойства относятся ко всему раствору, как единому целому, а не к отдельным его компонентам.

Для характеристики растворов используют средние мольные и парциальные мольные свойства.

Среднее мольное свойство – экстенсивное свойство 1 моль раствора.

Например, средний мольный объем можно рассчитать по формуле:

где n 1 , n 2 , n 3 ,… – число моль первого, второго, третьего и т.д. компонентов.

Парциальное мольное свойствоi -го компонента – это частная производная от экстенсивного свойства раствора по числу молей этого компонента (n i ) при постоянстве количества всех остальных компонентов и внешних параметрах (Р и Т ).

Например, парциальный мольный объем i -го компонента – это частная производная

Многие процессы осуществляются самопроизвольно, т. е. без затраты работы извне. В результате их может быть получена работа против внешних сил, пропорциональная происшедшему изменению

энергии системы. Так, самопроизвольно вода стекает по наклонному желобу или теплота передается от более нагретого тела к менее нагретому. В принципе при всяком самопроизвольном процессе может совершаться полезная работа: падающая с высоты вода может вращать турбину, переданная от топлива к воде теплота может генерировать водяной пар. В ходе самопроизвольного процесса система теряет способность производить полезную работу.

Самопроизвольный процесс не может протекать в обратном направлении так же самопроизвольно, как в прямом. Так, вода не может сама по себе перетекать вверх по наклонному желобу, а теплота не может сама по себе переходить от холодного тела к горячему. Чтобы перекачать воду наверх или передать теплоту от холодной части системы к горячей, необходимо совершить работу над системой. К процессам, обратным по отношению к самопроизвольным, применяется термин «несамопроизвольные».

При изучении химических взаимодействий очень важно оценить возможность или невозможность их самопроизвольного протекания при заданных условиях, выяснить химическое сродство веществ. Должен быть критерий, с помощью которого можно было бы установить принципиальную осуществимость, направление и пределы самопроизвольного течения реакции при тех или иных температурах и давлениях. Первый закон термодинамики такого критерия не дает. Тепловой эффект реакции не определяет направления процесса: самопроизвольно могут протекать как экзотермические, так и эндотермические реакции. Так, например, самопроизвольно идет процесс растворения нитрата аммония в воде, хотя тепловой эффект этого процесса положителен: (процесс эндотермический), и в то же время невозможно осуществить при кПа синтез -гептана , несмотря на то, что стандартная теплота его образования отрицательна: (процесс экзотермический)

Критерий самопроизвольного протекания процесса в изолированных системах дает второй закон термодинамики. Прежде чем перейти к рассмотрению этого закона, введем представление о термодинамической функции состояния системы, называемой энтропией.

Энтропия.

Для характеристики состояния некоторого количества вещества, являющегося совокупностью очень большого числа молекул, можно или указать температуру, давление и другие термодинамические параметры состояния системы, или указать мгновенные координаты каждой молекулы и скорости перемещения по всем трем направлениям . В первом случае охарактеризовывается макросостояние системы, во втором - микросостояние. Каждому макросостоянию отвечает

огромное число микросостояний. Число микросостояний, с помощью которых осуществляется данное макросостояние, называют термодинамической вероятностью состояния системы и обозначают

Термодинамическая вероятность состояния системы, состоящей всего из 10 молекул газа, примерно 1000, а ведь только в газа содержится молекул (н. у.). Чтобы перейти к более удобным для восприятия и расчетов числам, в термодинамике используют не величину а ее логарифм . Последнему можно придать размерность умножив на константу Больцмана

Величину называют энтропией системы.

Энтропия - термодинамическая функция состояния системы и ее величина зависит от количества рассматриваемого вещества. Поэтому целесообразно относить величину энтропии к одному молю вещества и выражать как

где - молярная газовая постоянная; - постоянная Авогадро.

Из уравнения (IV. 15) следует, что энтропия системы увеличивается пропорционально логарифму термодинамической вероятности состояния . Это соотношение лежит в основе современной статистической термодинамики.

Представим себе один моль воды при комнатной температуре и атмосферном давлении. Пусть - термодинамическая вероятность состояния этой системы. пР и понижении температуры до вода замерзает, превращается в лед; при этом молекулы как бы закрепляются в узлах кристаллической решетки и термодинамическая вероятность состояния системы уменьшается: Следовательно, падает и энтропия системы: Наоборот, при повышении температуры до вода закипает, превращается в пар; при этом термодинамическая вероятность состояния системы увеличивается (молекулы в паре имеют большую скорость, чем в жидкой воде): Следовательно, растет и энтропия системы Итак, при энтропия является функцией температуры причем температура замерзания и температура кипения воды - это те точки, в которых энтропия изменяется особенно резко, скачкообразно.

На рис. IV.2 представлена зависимость энтропии от температуры Т при кПа. Первый в направлении роста температуры энтропийный скачок отвечает температуре плавления льда

Изменение энтропии при переходе Второй энтропийный скачок отвечает температуре кипения воды - изменение энтропии при переходе

Рис. IV.2. Зависимость энтропии от температуры

Изменение термодинамической вероятности состояния всегда больше при переходе вещества из жидкого состояния в газообразное, чем из твердого состояния в жидкое, поэтому и

Итак, энтропия S является мерой неупорядоченности состояния системы. Связь энтропии с неупорядоченностью состояния можно показать на многих примерах. Воспользуемся стандартными энтропиями при 298 К, чтобы показать, как изменяется энтропия с ростом неупорядоченности состояния:

«Носителями» энтропии являются газы. Если при реакции увеличивается число молей газообразных веществ, то увеличивается и энтропия системы. Так, например, при реакции стандартная энтропия системы возрастает на

В табл. IV.2 приведены значения некоторых веществ (следует обратить внимание на то, что известны абсолютные значения энтропии веществ, в то время как абсолютные значения функции и Н неизвестны).

Изменение энтропии при химических реакциях определяется

Таблица IV.2. Стандартные энтропии некоторых простых веществ и соединений при 298,16 К

разностью в которой сумма энтропий всех продуктов реакции, сумма энтропий всех исходных веществ.

Направление и предел протекания процессов в изолированных системах.

Второй закон термодинамики. Изолированные системы не обмениваются с внешней средой ни теплотой, ни работой. На основании уравнения (IV. 12) можно утверждать, что при величина тоже равна нулю, т. е. внутренняя энергия изолированной системы постоянна постоянен и ее объем . В изолированных системах самопроизвольно идут только те процессы, которые сопровождаются ростом энтропии системы: при этом пределом самопроизвольного течения процесса является достижение максимальной для данных условий энтропии и тем самым равенства

Рассмотренное положение представляет одну из формулировок второго закона термодинамики (закон имеет статистический характер, т. е. применим лишь к системам, состоящим из очень большого числа частиц). Требование постоянства внутренней энергии и объема системы исключает использование энтропии как критерия направления и предела протекания химических реакций, при которых внутренняя энергия веществ неизбежно меняется, а также совершается работа расширения против внешнего давления.

Энтропийный и энтальпийный факторы химических реакций, протекающих в изобарно-изотермических условиях.

Движущей силой процесса, протекающего в изобарно-изотермических условиях, может быть или стремление системы перейти в состояние с наименьшей энергией, т. е. выделить теплоту в окружающую среду, уменьшить энтальпию или стремление системы перейти в состояние с наибольшей термодинамической вероятностью, т. е. увеличить энтропию Если процесс протекает так, что

Свойства энтропии. Энтропия – критерий направления

1. Энтропия – функция состояния системы , т.е. ее изменение DS зависит только от энтропии исходного и конечного состояний системы.

2. Энтропия характеризует вероятность реализации системы. Чем больше энтропия, тем больше способов реализации системы. Например, энтропия возрастает при распаде молекул ВМС на отдельные фрагменты, при переходе вещества из твердого в жидкое и газообразное состояние при постоянной температуре, при нагревании вещества (так как усиливается тепловое движение молекул и возрастает беспорядок). Количественно эта взаимосвязь выражается формулой Больцмана

S = k lnW ,

где W – термодинамическая вероятность; k – константа Больцмана, k = 1,38×10 -23 Дж/К.

Термодинамическая вероятность W – это число микросостояний системы, с помощью которых реализуется данное макросостояние. Макросостояние системы характеризуется параметрами состояния (p , V , T , хим. состав). Но термодинамическая система состоит из огромного числа микрочастиц, имеющих определенную энергию, скорость, направление движения, поскольку находятся в непрерывном хаотичном движении. При равновесии макросостояние не изменяется, т.е. макросвойства (p , V , T , хим. состав) остаются постоянными, а микросвойства (положение частицы в объеме системы, энергия, скорость ее) непрерывно меняются. Наблюдаемое макросостояние осуществляется разными микросостояниями, количество которых характеризует термодинамическая вероятность. В отличие от математической вероятности, равной отношению числа благоприятных событий к общему числу возможных событий, а поэтому всегда меньшей единицы, термодинамическая вероятность может быть очень большой величиной.

3.Энтропия – критерий направления самопроизвольного процесса в изолированной системе.

В изолированных системах отсутствует подвод теплоты из внешней среды (Q = 0), поэтому, согласно II закону термодинамики (2), в изолированной системе энтропия либо остается постоянной в состоянии равновесия, либо возрастает при необратимом (самопроизвольном) течении процесса. Рост энтропии продолжается до установления равновесного состояния, при этом значение энтропии максимально S max (рисунок).

Расчет изменения энтропии при фазовом переходе,

нагревании (охлаждении), при протекании химической реакции

Для реальных (необратимых) процессов II закон термодинамики записывается в идее неравенства, что затрудняет расчет изменения энтропии DS при их протекании. Но энтропия – функция состояния системы, и ее изменение не зависит от пути проведения процесса. Поэтому для расчета DS при протекании различных процессов воспользуемся уравнением II закона для обратимых процессов:

Изменение энтропии при фазовых превращениях

Фазовое превращение (фазовый переход) – процесс, связанный с изменением агрегатного состояния вещества.

Характерной особенностью этих процессов является то, что они протекают при постоянной температуре – температуре фазового перехода Т ф.п. .

Тогда, согласно II закону термодинамики

где Q ф.п. – тепловой эффект фазового перехода.

При р = const теплота равна изменению энтальпии:

Второе начало термодинамики : в изобарно-изотермических условиях (р, Т = const) в системе самопроизвольно могут протекать только такие процессы, в результате которых энергия Гиббса системы уменьшается (ΔG < 0). В состоянии равновесия G = const, G = 0

Обратимый процесс – если при переходе из начального состояния в конечное все промежуточные состояния оказываются равновесными

Необратимый процесс – если хоть одно из промежуточных состояний неравновесное.

Энтропия – функция состояния, приращение которой ΔS равно теплоте Qмин, подведённой к системе в обратимом изотермическом процессе, делённой на абсолютную температуру T, три которой осуществляется процесс: ΔS = Qмин/ T или мера вероятности пребывания системы в данном состоянии – мера неупорядоченности системы.

Энергия Гиббса – функция состояния, являющаяся критерием самопроизвольности процессов в открытых и закрытых системах.

ΔG = ΔH – TΔS

ΔrG = ΔrG0 + RTln ca(A)cb(B) – изотерма Вант-Гоффа

Химический потенциал вещества Х в данной системе – величина, которая определяется энергией Гиббса G (X), приходящейся на моль этого вещества. μ(X) = n (X)

Критериями направления самопроизвольного протекания необратимых процессов являются неравенства ΔG < 0 (для закрытых систем), ΔS > 0 (для изолированных систем).

В ходе самопроизвольного процесса в закрытых системах G уменьшается до определенной величины, принимая минимально возможное для данной системы значение Gmin. Система переходит в состояние химического равновесия (ΔG = 0). Самопроизвольное течение реакций в закрытых системах контролируется, как энтальпийным (ΔrH), так и энтропийным (TΔrS) фактором. Для реакций, у которых ΔrH < 0 и ΔrS > 0, энергия Гиббса всегда будет убывать, т. е. ΔrG < 0, и такие реакции могут протекать самопроизвольно при любых температурах

В изолированных системах энтропия максимально возможное для данной системы значение Smax; в состоянии равновесия ΔS = 0

Стандартная энергия Гиббса: ΔrG = ΣυjΔjG0j – ΣυiΔiG0i

Второе начало (второй закон) термодинамики. Энтропия. Выделение тепловой энергии в ходе реакции способствует тому, чтобы она протекала самопроизвольно , т.е. без постороннего вмешательства. Однако имеются и другие самопроизвольные процессы, при которых теплота равна нулю (например, расширение газа в пустоту) или даже поглощается (например, растворение нитрата аммония в воде). Это означает, что помимо энергетического фактора на возможность протекания процессов влияет какой-то другой фактор.

Он называется энтропийным фактором или изменением энтропии . Энтропия S является функцией состояния и определяется степенью беспорядка в системе. Опыт, в том числе повседневный, свидетельствует о том, что беспорядок возникает самопроизвольно, а чтобы привести что-нибудь в упорядоченное состояние, нужно затратить энергию. Это утверждение – одна из формулировок второго начала термодинамики .

Существуют и другие формулировки, например, такая: Теплота не может самопроизвольно переходить от менее нагретого тела к более нагретому (Клаузиус, 1850) . Брусок, нагретый с одного конца, со временем принимает одинаковую температуру по всей длине. Однако никогда не наблюдается обратный процесс – равномерно нагретый брусок самопроизвольно не становится более теплым с одного конца и более холодным с другого. Другими словами, процесс теплопроводности необратим . Чтобы отнять тепло у более холодного тела, нужно затратить энергию, например, бытовой холодильник расходует для этого электрическую энергию.

Рассмотрим сосуд, разделенный перегородкой на две части, заполненные различными газами. Если убрать перегородку, то газы перемешаются и никогда не разделятся самопроизвольно снова. Добавим каплю чернил в сосуд с водой. Чернила распределятся по всему объему воды и никогда не соберутся самопроизвольно в одну каплю. В обоих случаях самопроизвольно протекающие процессы сопровождаются увеличением беспорядка, т.е. возрастанием энтропии (ΔS > 0). Если мы рассматриваем изолированную систему, внутренняя энергия которой измениться не может, то самопроизвольность процесса в ней определяется только изменением энтропии: В изолированной системе самопроизвольно идут только процессы, сопровождающиеся возрастанием энтропии (Больцман, 1896). Это также одна из формулировок второго начала термодинамики. Наглядно проявление энтропийного фактора можно увидеть в фазовых переходах лед–вода , вода–пар , протекающие при постоянной температуре . Как известно при этом происходит поглощение (ледоход – похолодание) и выделение тепла (ледостав – потепление) так, что

ΔH Г = ΔS×T ,

где ΔH Г – «скрытая» теплота фазового перехода. В фазовых переходах лед–вода–пар – ΔS л < ΔS в < ΔS п, т.е. энтропия возрастает при переходе от твердого тела к жидкости и от жидкости к газу, а ее величина тем больше, чем беспорядочнее движутся молекулы. Таким образом, энтропия отражает структурные отличия одного и того же химического элемента, молекулы, вещества. Например, для той же воды H2O – кристалл, жидкость, пар; для углерода – графит, алмаз, как аллотропные модификации и т.д.

Абсолютное значение энтропии можно оценить с использованием третьего начала термодинамики (постулата Планка), которое утверждает, что энтропия идеального кристалла при 0 К равна нулю lim ΔS =0 (при T=0).

Единицей измерения энтропии в системе СИ является Дж/К×моль. При этом понятно, что абсолютный нуль температуры недостижим (следствие из второго закона термодинамики), но он имеет важное значение в определении температуры – шкалы Кельвина.

Кроме того, есть еще одна функция состояния вещества – теплоемкость

ΔС = ΔH /ΔT ,

которая имеет такую же размерность, что и энтропия, но означает способность того или иного вещества отдавать (принимать) тепло при изменении температуры. Например, при изменении температуры на 100°С сталь быстрее нагреется и остывает соответственно, чем кирпич, поэтому печки кладут из кирпича. Величины теплоемкости удельные или молярные табулированы в справочниках обычно для изобарных условий – cp.

Стандартные абсолютные энтропии S °298 образования некоторых веществ приведены в справочной литературе. Обратите внимание, что в отличии от ΔHf простые вещества имеют значения S °298 > 0, т.к. их атомы и молекулы также находятся в беспорядочном тепловом движении. Чтобы найти изменение энтропии в реакции, можно также применить следствие закона Гесса:

ΔS (реакции) = ΔS (продуктов) – ΔS (реагентов)

ΔS > 0 согласно второму началу термодинамики благоприятствует протеканию реакции, ΔS < 0 - препятствует.

Качественно можно оценить знак ΔS реакции по агрегатным состояниям реагентов и продуктов. ΔS > 0 для плавления твердых тел и испарения жидкостей, растворения кристаллов, расширения газов, химических реакций, приводящих к увеличению числа молекул, особенно молекул в газообразном состоянии. ΔS < 0 для сжатия и конденсации газов, затвердевания жидкостей, реакций, сопровождающихся уменьшением числа молекул.

Пользуясь справочными данными, рассчитаем ΔS °298 реакции (а).

S °298 4×28,32 3×76,6 2×50,99 3×64,89

ΔS °298 = 2×50,99+3×64,89–4×28,32–3×76,6 = –46,4 Дж/К.

Таким образом, энтропийный фактор препятствует протеканию этой реакции, а энергетический фактор (см. выше) – благоприятствует.

Идет ли реакция на самом деле? Чтобы ответить на этот вопрос, нужно одновременно рассмотреть оба фактора: энтальпийный и энтропийный.

Свободная энергия Гиббса. Критерии самопроизвольности протекания химических реакций. Одновременный учет энергетического и энтропийного факторов приводит к понятию еще одной полной функции состояния – свободной энергии . Если измерения проводятся при постоянном давлении, то величина называется свободной энергией Гиббса (в старой химической литературе – изобарно-изотермическим потенциалом ) и обозначается ΔG .

Свободная энергия Гиббса связана с энтальпией и энтропией соотношением:

ΔG = ΔH – T ΔS

где T – температура в кельвинах. Изменение свободной энергии Гиббса в ходе реакции образования 1 моля вещества из простых веществ в стандартных состояниях называется свободной энергией образования ΔG ° и обычно выражается в кДж/моль. Свободные энергии образования простых веществ приняты равными нулю. Чтобы найти изменение свободной энергии Гиббса в ходе реакции, нужно от суммы свободных энергий образования продуктов отнять сумму свободных энергий образования реагентов с учетом стехиометрических коэффициентов:

ΔG (реакции) = SΔG (продуктов) – SΔG (реагентов)

Самопроизвольным реакциям соответствует ΔG < 0. Если ΔG > 0, то реакция при данных условиях невозможна. Рассмотрим реакцию (a)

4Al (тв.) + 3PbO2 (тв.) = 2Al2O3 (тв.) + 3Pb (тв.)

ΔG °298 0 3×(–219,0) 2×(–1576,5) 0

ΔG °298 = 2×(–1576,5)–3×(–219,0) = –2496 кДж.

Существует и другой способ расчета ΔG реакции. Выше мы нашли значения ΔH и ΔS , тогда ΔG = ΔH – T ΔS

ΔG °298 = –2509,8 кДж – 298,15 К×(–0,0464 кДж/К) = –2496 кДж.

Таким образом, реакция (1) при стандартных условиях протекает самопроизвольно . Знак ΔG показывает возможность осуществления реакции только в условиях, для которых проводились вычисления. Для более глубокого анализа необходимо раздельное рассмотрение энергетического и энтропийного факторов. Имеется четыре возможных случая:

Таблица 7.3.

Определение возможности протекания химической реакции

Критерии

Возможность

ΔH < 0, ΔS > 0

Оба фактора благоприятствуют реакции. Как правило, такие реакции протекают быстро и полностью.

ΔH < 0, ΔS < 0

Энергетический фактор благоприятствует реакции, энтропийный препятствует. Реакция возможна при низких температурах.

ΔH > 0, ΔS > 0

Энергетический фактор препятствует реакции, энтропийный благоприятствует. Реакция возможна при высоких температурах.

ΔH > 0, ΔS < 0

Оба фактора препятствуют реакции. Такая реакция невозможна.

Если при стандартных условиях ΔG реакции > 0, но энергетический и энтропийный факторы направлены противоположно, то можно рассчитать, при каких условиях реакция станет возможной. ΔH и ΔS химической реакции сами по себе слабо зависят от температуры, если какие-нибудь из реагентов или продуктов не испытывают фазовых переходов. Однако в энтропийный фактор помимо ΔS входит также и абсолютная температура T . Таким образом, с повышением температуры роль энтропийного фактора повышается, и при температуре выше T » ΔH /ΔS реакция начинает идти в обратном направлении.

Если ΔG = 0, то система находится в состоянии термодинамического равновесия, т.е. ΔG – термодинамический критерий химического равновесия реакций (смотри вышеприведенные фазовые переходы воды).

Итак, анализируя функции состояния системы – энтальпию, энтропию и свободную энергию Гиббса – и их изменение в ходе химической реакции, можно определить, будет ли данная реакция происходить самопроизвольно.

Страница 1

Файл

Размер: 82 КбПервое начало термодинамики. Энтальпия. Стандартная энтальпия образования вещества. Стандартная энтальпия сгорания вещества. Стандартная энтальпия реакции.

Закон Гесса. Применение первого начала термодинамики к биосистемам.

Второе начало термодинамики. Энтропия. Энергия Гиббса. Прогнозирование направления самопроизвольно протекающих процессов в изолированной и закрытой системах.

Примеры экзергонических и эндергонических процессов, протекающих в организме. Принцип энергетического сопряжения

Классификация реакций, применяющихся в кинетике: гомогенные, гетерогенные, микрогетерогенные; простые и сложные (параллельные, последовательные, сопряженные, цепные)

Зависимость скорости реакции от концентрации. Молекулярность элементарного акта реакции. Порядок реакции. Кинетические уравнения реакций первого и нулевого порядков. Период полупревращения.

Зависимость скорости реакции от температуры. Температурный коэффициент скорости реакции и его особенности для биохимических процессов. Энергия активации.

Катализ гомогенный и гетерогенный. Ферментативный катализ. Уравнение Михаэлиса-Ментен.

Химическое равновесие. Обратимые и необратимые реакции.

Философское мировоззрение Николая Александровича Бердяева

Сам мыслитель характеризовал его как «философию субъекта, философию духа, философию свободы, философию дуалистически-плюралистическую, философию творчески-динамическую, философию персоналистическую и философию эсхатологическую».

Токарно-револьверный станок

Токарно-револьверный станок применяется для обработки заготовок или деталей из калиброванного прутка.

Економічна роль держави в ринковій економіці

Еволюція теоретичних уявлень на роль держави в економіці. Державне регулювання економіки: суб’єкти, об’єкти та функції. Методи державного регулювання економічних процесів. Соціальна політика держави

Семейная социограмма

Цель применения: выявить положение субъекта в системе межличностных отношений и определить характер коммуникации в семье.

Теорема Коуза. Доказательство теоремы

Российская приватизация в свете теоремы Коуза. Трансакционные издержки. Сущность и назначение. Теория трансакционных издержек: роль информационных издержек.