Химия модуль 3 энергетика и динамика химических процессов
Скачать 1.83 Mb.
|
2.6.6 Вопросы для самоконтроля1. Какие процессы называют самопроизвольными и несамопроиз-вольными?2. Поясните понятия обратимых и необратимых процессов.3. Как первоначально был сформулирован второй закон термоди-намики С. Карно?4. Раскройте понятия «свободной» и «связанной» внутренней энергии системы.5. Чему равно изменение энтропии в изолированной системе?6. Каковы критерии самопроизвольного протекания процессов в изолированных системах?7. Приведите другие формулировки второго закона термодина-мики.8. Раскройте понятие энтропии в статистической интерпретации.9. Сформулируйте третий закон термодинамики.10. Как можно рассчитать изменение энтропии?11. Проследите зависимость энтропии от температуры и агрегат-ного состояния вещества.12. Какой знак имеет энтропия процессов: а) сублимации иода; б) перехода белого олова в серое? 2.7 Термодинамические потенциалы2.7.1 Энергия Гиббса и Гельмгольца В изолированных химических системах имеем два критерия возможности самопроизвольного протекания химического процесса: – изменение энтальпии Н, которое отражает взаимодействие атомов, образование химических связей, то есть определенное упорядочение системы; – изменение энтропии S, которое отражает противоположную тенденцию к беспорядочному расположению частиц. Если S=0, то движущей силой процесса будет стремление системы к минимуму внутренней энергии, то есть критерий процесса – уменьшение энтальпии, или Н<0. Если Н=0, то критерий самопроизвольного протекания процесса S>0. Чтобы иметь возможность количественно сопоставить эти два критерия, нужно, чтобы они выражались в одинаковых единицах (Н – кДж, S – Дж/К). Очевидно, чтобы получить энтропийный критерий в единицах энергии, нужно энтропию умножить на температуру. Тогда произведение ТS – энтропийный фактор самопроизвольного процесса, Н – энтальпийный. Взятые по отдельности энтальпийный и энтропийный факторы не могут быть критериями самопроизвольных процессов в закрытых системах, которые взаимодействуют с окружающей средой посредством обмена энергией. Для характеристики таких процессов ввели новую функцию состояния − это разность энтальпийного и энтпропийного факторов, называемая изобарно-изотермическим потенциалом или энергией Гиббса:  . (2.39)Уравнение (2.39) можно записать в виде:  . (2.40)Как видно, изменение энергии Гиббса − это часть энергетического эффекта, равного максимальной работе, которую можно получить, переходя от данного состояния к равновесному (за вычетом работы против внешнего давления):  . (2.41)Поскольку энергию Гиббса можно превратить в работу, то ее также называют свободной энергией. Второй член правой части уравнения (2.40) – энтропийный фактор – представляет собой часть энергетического эффекта, которую невозможно превратить в работу. Эта часть эффекта рассеивается в окружающую среду в виде теплоты. Поэтому энтропийный фактор  называют связанной энергией.Энергия Гиббса − функция состояния, зависит только от начального и конечного состояний системы и определяет направление и предел самопроизвольного протекания процесса в закрытой системе, находящейся в изобарно-изотермических условиях:  . (2.42)По аналогии для изохорно-изотермических процессов ввели функцию состояния, равную:  . (2.43)Это свободная энергия Гельмгольца или изохорно-изотермический потенциал, определяющий направление и предел самопроизвольного протекания процесса в закрытой системе. Абсолютные значения энергии Гиббса и Гельмгольца также, как и внутренней энергии, определить невозможно, находят их изменения. 2.7.2 Условия самопроизвольного протекания процессов в закрытых системах Направление и предел самопроизвольного протекания процесса в закрытых системах определяет принцип минимума свободной энергии: Самопроизвольно могут протекать только те процессы, которые приводят к понижению свободной энергии системы. Система приходит в состояние равновесия, когда свободная энергия достигает минимального значения. Условия самопроизвольного протекания процессов в закрытых системах: 1) изобарно-изотермические (P = const, T = const):  , (2.44)где ∆G < 0 – самопроизвольный процесс, ∆G = 0 – равновесный процесс; ∆G > 0 – несамопроизвольный процесс; 2) изохорно-изотермические (Т = const и V = const):  , (2.45)где ∆F < 0 – самопроизвольный процесс, ∆F = 0 – равновесный процесс; ∆F > 0 – несамопроизвольный процесс. Процессы, которые сопровождаются увеличением термодинамических потенциалов, протекают лишь при совершении работы извне над системой. В химии наиболее часто используется изобарно-изотермический потенциал, поскольку большинство химических (и биологических) процессов происходят при постоянном давлении. Для химических процессов величину ΔG можно рассчитать, зная ΔH и ΔS процесса, по уравнению (2.7.2.1), либо пользуясь таблицами стандартных термодинамических потенциалов образования веществ ΔG°обр. В этом случае ΔG° реакции рассчитывается аналогично ΔН° по уравнению:  . (2.46)Величина стандартного изменения изобарно-изотермического потенциала в ходе химической любой реакции ΔG°298 есть мера химического сродства исходных веществ. Основываясь на уравнении (2.44), можно оценить вклад энтальпийного и энтропийного факторов в величину ΔG и сделать некоторые обобщающие заключения о возможности самопроизвольного протекания химических процессов, основываясь на знаке величин ΔН и ΔS. 1. Экзотермические реакции; ΔH<0. а) Если ΔS > 0, то ΔG всегда отрицательно; экзотермические реакции, сопровождающиеся увеличением энтропии, всегда протекают самопроизвольно. б) Если ΔS < 0, реакция будет идти самопроизвольно при ΔН > TΔS (низкие температуры). Экзотермические реакции, сопровождаются уменьшением энтропии, идут при низких температурах, увеличение Т способствует протеканию обратной реакции (Принцип Ле Шателье). 2. Эндотермические реакции; ΔH>0. а) Если ΔS > 0, процесс будет самопроизвольным при ΔН < TΔS (высокие температуры). б) Если ΔS < 0, то ΔG всегда положительно; самопроизвольное протекание эндотермических реакций, сопровождающихся уменьшением энтропии, невозможно (таблица 2.2). Таблица 2.2 − Возможность самопроизвольного протекания химических реакции
2.7.3 Уравнение изотермы Вант-Гоффа Для решения вопроса о возможности протекания процесса, для расчетов энергии Гиббса G необходимо установить, от чего она зависит и стандартизировать ее. Значение Н зависит от температуры и давления, и в первом приближении можно считать, что эта зависимость незначительна, и пользуемся стандартными значениями Н. Значение S кроме давления и температуры зависит еще от концентрации (S=S - RlnC), следовательно, значение G также будет зависеть от концентрации реагирующих веществ, а они в ходе процесса меняются. Зависимость энергии Гиббса от концентрации и температуры устанавливает уравнение изотермы Вант-Гоффа. Пусть дана химическая реакция:  .Уравнение изотермы Вант-Гоффа имеет вид:  , (2.47)где G=Н - ТS − термодинамический потенциал, определенный для единичных концентраций или для чистых веществ и общего давления 1 атм, но может быть разным для разных температур СА, СВ, СМ, СN − молярные концентрации соответствующих растворенных веществ. 2.7.4 Примеры решения задач Задача 1 Рассчитайте изменение энергии Гиббса при превращении 1 моль переохлажденной воды при температуре минус 10 С и давлении 1 атм. в лед. Считайте постоянными в интервале температур от минус 10 до 0 С энтропию кристаллизации Sкрист и энтальпию кристаллизации Нкрист,. Энтальпия плавления Нпл= 6 кДж/моль.
Ответ: ΔG = - 0,2 кДж/моль. Задача 2 Определить знаки ∆H, ∆S, ∆G для реакции: АВ(к) + В2(г) = АВ3(к), протекающей при температуре 298 K в прямом направлении. Как будет изменяться значение ∆G с ростом температуры?
Таким образом, в уравнении ∆G = ∆H - T∆S величина ∆G − отрицательна, а второй член правой части уравнения (- T∆S) положителен. Это возможно только в том случае, если ∆H < 0. С ростом температуры положительное значение члена (- T∆S) в уравнении возрастает, так что величина ∆G будет становиться менее отрицательной. Ответ: ∆H < 0, ∆S <0, ∆G < 0, с ростом температуры ∆G будет становиться менее отрицательной. 2.7.5 Вопросы для самоконтроля 1. Приведите примеры самопроизвольных процессов, сопровождающихся понижением энтальпии системы. 2. Приведите примеры самопроизвольных процессов, сопровождающихся переходом системы из более упорядоченного в менее упорядоченное состояние. 3. Что называют энтальпийным и энтропийным факторами? 4. Какую роль в термодинамике выполняет энергия Гиббса? 5. Приведите математические записи, определяющие термодинамические потенциалы. 6. Какими способами определяется термодинамическая возможность протекания реакции? На каких уравнениях эти способы основаны? 7. Как можно рассчитать изменение энергии Гиббса? 8. Что собой представляет уравнение изотермы Вант-Гоффа? 9. В чем разница между энергией Гиббса и стандартной энергией Гиббса химической реакции? 10. Можно ли предсказать влияние температуры на направление химической реакции, если известна ее энтальпия? Ответ подтвердите на примере какой-либо реакции. Глава третья. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА 3.1 Цели и задачи изучения главы Успешное изучение учебного материала позволит: − освоить основные понятия химической кинетики и закономерности, описывающие влияние различных параметров на скорость и механизмы химических реакций; − овладеть ключевыми понятиями: истинная, средняя, гомогенная и гетерогенная скорости реакций, общий порядок и по веществу химической реакции, молекулярность, реакции нулевого, первого, второго, третьего порядка, энергия активации, активные молекулы, правило Вант-Гоффа, уравнение Аррениуса, кинетические и диффузионные факторы, катализаторы, ингибиторы, промоторы, каталитические яды, гомогенный и гетерогенный катализ, последовательные, параллельные, сопряженные, колебательные, цепные, фотохимические реакции. 3.2 Методические рекомендации по изучению материала Структурно-логическая схема изучения главы «Химическая кинетика» представлена на рисунке 8.  Рисунок 8 − Структурно-логическая схема главы «Химическая кинетика» При изучении главы обратите внимание на определения основного понятия химической кинетики скорости реакций. Для успешного изучения материала данной главы важным является не только уяснение зависимостей скорости химических реакций от различных факторов, но понимание, почему существуют такие закономерности. Постарайтесь запомнить основные кинетические зависимости уравнений реакций различных порядков, а так же различные механизмы протекания химических реакций. Выучите основные термины и определения химической термодинамики. | ||||||||||||||||||||||||||||||||||
Похожие:
 | Рабочая программа по дисциплине в физическая и коллоидная химия Цельюявляетсяизучение закономерностей протекания химических, физико-химических и коллоидно-химических процессов, используя при этом... |  | Рабочая программа по дисциплине в химия физическая и коллоидная Цельюявляетсяизучение закономерностей протекания химических, физико-химических и коллоидно-химических процессов, используя при этом... |
| Рабочая программа по дисциплине с 3 Физическая и коллоидная химия Целью является изучение закономерностей протекания химических, физико-химических и коллоидно-химических процессов, используя при... | | Химические основы биологических процессов учебно-методический комплекс «Химия», профили подготовки: «Неорганическая химия и химия координационных соединений», «Физическая химия», «Химия окружающей среды,... |
| Аввакумов Е. Г. Механические методы активации химических процессов. 2-е изд Дисциплина «Химия и физика полимеров» является одной из основных теоретических химических дисциплин для подготовки химиков-технологов,... | | Рабочая программа по дисциплине б транспортная энергетика «Транспортная энергетика» являются: формирование у студентов знаний основных теоретических положений термодинамики и теплотехники,... |
| Рабочая программа дисциплины Химия. Модуль «Аналитическая химия» Особенностью программы по дисциплине «Химия» является фундаментальный характер её содержания, необходимых для формирования у бакалавров... | | Рабочая программа дисциплины Химия. Модуль «Аналитическая химия» Особенностью программы по дисциплине «Химия» является фундаментальный характер её содержания, необходимых для формирования у специалистов... |
| Рабочая программа дисциплины дисциплина опд. Ф. 10 Биохимия Целью дисциплины является изучение строения и свойств макромолекул, входящих в состав живой материи, их химических превращений и... | | Отчет 63 с., 39 рис., 11 табл., 46 источников. Ключевые слова «Спектроскопия молекулярных комплексов. Структура, динамика и энергетика межмолекулярных взаимодействий в них» авцп «Развитие научного... |
| Альтернативные источники энергии Солнечная энергетика Солнечная энергетика Солнечная энергетика используетнеисчерпаемый источник энергии и является экологически чистой, то есть не производящей вредных отходов.... | | Аналитическая химия учебно-методический комплекс «Химия», профили подготовки: «Неорганическая химия и химия координационных соединений», «Физическая химия», «Химия окружающей среды,... |
| Рабочая программа учебной дисциплины «Математика» Фундаментальная и прикладная химия включает: исследование химических процессов, происходящих в природе или проводимых в лабораторных... | | Содержание учебной дисциплины Элементы химической термодинамики. Понятие о внутренней энергии, энтальпии, энтропии, энергии Гиббса. Тепловые эффекты химических... |
| Программа элективного курса ««химия и жизнь» Целью настоящего курса является системное изучение химических процессов, происходящих в воздухе, почве и воде, биогеохимических механизмов,... | | «физические основы электротехнологических процессов» Разработана в соответствии с фгос впо, ооп по направлению подготовки бакалавриата 140400. 62 «Энергетика и электротехника» |
