Энергия гиббса таблица стандартных значений

Энергия Гиббса

Движущая сила процесса скла­дывается из двух сил: стремления к упорядочению (DН) и стремления к беспорядку (TDS).

При p и T = const общую движущую силу процесса обозначают DG и вычисляют по формуле

DG = DH - TDS.

Величина G называется изобарно-изотермическим потенциалом или энергией Гиббса. Итак, мерой химического сродства является убыль энергии Гиббса (DG), которая зависит от природы вещества, его количества и от температуры. Энергия Гиббса являет­ся функцией состояния, поэтому

=.

Вычислив изменение DG в ходе процесса, можно сделать следующие выводы:

DG < 0 – самопроизвольно протекает прямой процесс,

DG > 0 – самопроизвольно протекает обратный процесс,

DG = 0 –состояние равновесия.

В таблица 3 приведены стандартные значения энергии Гиббса () образования некоторых веществ

Таблица 3 – Стандартные значения энергии Гиббса () образования некоторых веществ

Пример

Вычислить DН0₂₉₈, DS0₂₉₈, DG°_т реакции, протекающей по уравнению:

Fe₂O₃(к) + ЗС_(к) = 2Fe_(к) + ЗСО_(г).

Возможна ли реакция восстановления Fе₂О₃ углеродом при температурах 500 и 1000 К?

Решение. DН0₂₉₈, DS0₂₉₈ являются функциями состояния, поэтому находим их, используя математическое выражение следствия из закона Гесса:

DН0₂₉₈ = 3(-110,52) + 2×0 - (-822,10 + 3×0) = -331,56 + 822,10 = +490,54 кДж,

DS0₂₉₈ = (2×27,2 + 3 ×197,91) - (89,96 + 3×5,69) = 541,1 Дж/К.

Энергию Гиббса при соответствующих температурах находим из соотношения DG°_t = DН0₂₉₈ - TDS0₂₉₈:

= 490,54 – 500×541,1/1000 = +219,99 кДж,

= 490,54 – 1000×541,1/1000 = -50,56 кДж.

Так как > 0, a < 0, то восстановление Fе₂О₃ углеродом возможно при 1000 К и невозможно при 500 К.

Термодинамические величины (U, Н, S, G) являются функциями состояния, поэтому изменение их в ходе процесса можно вычислять используя математические выражения следствий из закона Гесса. При решении задач следует учитывать, что как правило ΔU, DН и DG выражают в кДж, а S – в Дж.

Зная значению DG0_т можно найти константу равновесия из формулы:

DG0_т = – R·T·lnK_p

ЛЕКЦИЯ № 13

«ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕTИКА»

Химическая кинетика – учение о скоростях и механизмах протекания химических реакций.

1 Скорость реакции

Скорость химической реакции – это изменение концентрации (ΔC) реагирующих веществ за единицу времени(Δt)

Vср = ±Δс/Δt.

Знак «+» ставится, если скорость контролируется по образующемуся продукту, а знак «–» — по расходу исходного вещества.

По результатам измерений концентраций во времени строят так называемые кинетические кривые.

Например, в ходе реакции А ® В концентрация исходного вещества А уменьшается, а продукта реакции В – увеличивается и кинетическая кривая имеет вид (рисунок 1).

В зависимости от количества фаз все системы и протекающие в них реакции делятся на гомогенные и гетерогенные.

Гомогенные реакции протекают в одной фазе. Например, реакция взаимодействия между хлором и водородом, приводящая к образованию хлороводорода, является гомогенной так как все вещества находятся в газообразном состоянии

Cl_2(г) + H_2(г) = 2HCl_(г).

Гетерогенные реакции протекают на поверхности раздела фаз. Примером гетерогенной реакции может служить реакция горения, протекающая на границе уголь-кислород (система, состоящая из двух фаз)

С_(к) + О_2(г) = СО_2(г).

2 Факторы, влияющие на скорость химических реакций

1) Природа реагирующих веществ,

2) Концентрация реагирующих веществ,

3) Температура,

4) Наличие посторонних веществ.

2.1 Влияние концентрация реагирующих веществ на скорость химической реакции.Закон действующих масс

С увеличением концентрации скорость реакции возрастает, так как чаще происходят столкновения молекул реагирующих веществ. Количественно эта зависимость определяется законом действующих масс.

Закон действующих масс (1867г.) — скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Для гомогенной реакции mА + пВ = С

уравнение скорости реакции имеет вид

Входящая в уравнение константа скорости К — это скорость реакции при концентрациях реагирующих веществ равных единице.

Для гетерогенных реакций концентрация твердой фазы в выражение скорости реакции не входит.

Пример

Напишем выражение закона действующих масс для следующих реакций:

1) N₂(г) + 3H₂(г) = 2NH₃(г);

2) 2C(к) + O₂(г) = 2CO(г).

Решение

1) u=[N₂]·[H₂]3.

Данная система являться гомогенной.

2) u=[О₂].Данная система являться гетерогенной, поэтому в формулу закона действующих масс входят концентрации только газообразных веществ.

2.2 Влияние температуры на скорость химической реакции. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса

studopedia.ru

§6. Энергия Гиббса и направление химических реакций.

Биохимические реакции обычно происходят при изобарно- изотермических условиях. В этих условиях энергетическое состояние системы характеризуется энтальпией, а мерой неупорядоченности системы будет произведение температуры и энтропии. Функцией, учитывающей обе эти характеристики и противоположность в тенденции их изменения при самопроизвольных процессах, является свободная энергия Гиббса.

Энергия Гиббса (или изобарно – изотермический потенциал) является обобщенной функцией состояния системы, учитывающей энергетику и неупорядоченность системы при изобарно – изотермических условиях.

Названа она в честь одного из основателей химической термодинамики, американского ученого Джозайи Уилларда Гиббса (1839 – 1903).

Изменение энергии Гиббса для биохимических процессов в условиях, отличных от стандартных, можно рассчитать на основе экспериментальных значений ∆Н и ∆S для этих процессов по уравнению:

∆G =∆н - т∆s, где ∆н - характеризует полное изменение энергии системы при p,t = const и отражает стремление системы к минимуму энергии (энтальпийный фактор);

Т∆S – характеризует ту часть энергии, которую нельзя превратить в работу, и отражает стремление системы к максимуму неупорядоченности (энтропийный фактор);

∆G – характеризует ту часть энергии, которую можно перевести в работу, и является термодинамическим критерием самопроизвольного протекания любых процессов при p,T=const.

Если в уравнение для расчета свободной энергии Гиббса ввести значение ∆Н°_р.и ∆S°_р., найденные с использованием следствия из закона Гесса, то мы получаем формулу для расчета ∆G реакции, протекающей в стандартных условиях:

∆G°_p.f=∑ν_j∆G°_j - ∑ν_i∆G°_i

где∆G°_j, ∆G°_i– значения энергии Гиббса продуктов реакции и исходных веществ, ν_j,ν_i- соответствующие стехиометрические коэффициенты в уравнении химической реакции.

В термодинамических расчетах используют значения энергии Гиббса, измеренные при стандартных условиях (∆G°, кДж/моль). Данные величины приведены в справочниках термодинамических величин. Для простых веществ в термодинамически устойчивой форме стандартная энергия Гиббса их образования принята равной нулю.

Таблица 12.

Значение ∆G°_f298некоторых соединений.

Рассчитав ∆G химической реакции, можно не производя экспериментов, дать ответ о принципиальной (термодинамической) возможности (или невозможности) ее протекания:

∆G

∆G=0 – реакция находится в состоянии равновесия;

∆G>0 – несамопроизвольная реакция (самопроизвольна обратная реакция).

Знак ∆G, а значит, и самопроизвольность реакции зависит от величины соотношения ∆Н и Т∆S. Самопроизвольное осуществление реакции (∆G

1. ∆Н| Т∆S |, т.е. при экзотермических процессах знаки ∆Н и ∆G совпадают, что означает возможность протекания процесса независимо от знака ∆S;

2. ∆Н>0 (эндотермический процесс) и |∆Н |

Возможность протекания реакции в зависимости от знака ∆Н и ∆S и температуры суммарно можно выразить в таблице:

Таблица 13.

Второй закон термодинамики для любых систем формулируется следующим образом:

В системе при постоянной температуре и давлении самопроизвольно могут совершаться только такие процессы, в результате которых энергия Гиббса уменьшается, т.е. ΔG_кон > ΔG_нач, или ΔG< 0.

Для закрытых термодинамических систем наряду со свободной энергией Гиббса ∆G(изобарно-изотермический потенциал) в изохорных условиях (V=const) применяют функцию состояния системыэнергию Гельмгольца (F) (изохорно– изотермический потенциал). В химии энергия Гиббса имеет более широкое применение, чем энергия Гельмгольца, так как химические процессы чаще протекают при постоянном давлении, а не при постоянном объеме.

Энергия Гельмгольца находится по формуле:

F=U–T∙S, гдеU- внутренняя энергия системы

Энергия Гельмгольца характеризует работоспособность системы, т.е. определяет ту часть энергии, которая в изохорно-изотермическом процессе превращается в работу.

Энергию Гиббса можно выразить через энергию Гельмгольца следующим образом:

G=U+pV–TS=F+pV

Оба рассмотренных термодинамических потенциала являются функциями состояния, зависят от природы веществ – участников реакции, их массы и температуры. Кроме того, энергия Гиббса зависит от давления, а энергия Гельмгольца – от объема системы. Абсолютные значения термодинамических потенциалов неизвестны, а для расчетов пользуются обычно изменениями потенциалов (∆Gи ∆F).

StudFiles.ru

Химико-термо­динамические расчеты

Стандартные термодинамические величины.

Величина изменения энергии Гиббса при реакции зависит от температуры, атакже от природы и концен­трации взятых и получающихся веществ. Для удобства сопостав­ления различных реакций принято сравнивать значения ΔG при стандартных условиях, т.е. при одинаковых концентрациях веществ (чистое состояние для индивидуальных веществ); концентрация, равная 1 моль в 1000 г растворителя (для растворов); парциальное давление, равное нормальному атмосферному давле­нию, для газов. Состояние вещества, находящегося в стандартных условиях, называется стандартным состоянием.

Термодинамические величины, характеризующие вещество в его стандартном состоянии, называются стандартными вели­чинами. Изменения термодинамических величин при реакции, в ходе которой исходные вещества в стандартном состоянии превра­щаются в продукты реакции, также находящиеся в стандартном состоянии, называются стандартными изменениями со­ответствующих величин. Стандартные величины и их изменения принято обозначать с помощью знака «о». Например, стандарт­ная энтропия обозначается символом S°,стандартное изменение энтальпии — ΔН°, стандартное изменение энергии Гиббса — ΔG0.

Стандартное изменение энергии Гиббса реакции связано с кон­стантой равновесия реакции уравнением:

ΔG0 = - 2,3RTlgK_p (19)

При подстановке значения R=8,314 Дж/(моль•К) величина ΔG0 выразится формулой ΔG0= - 2,3 • 8,314T lg К= — 19,15 T lg Кр, Дж/моль

ΔG0 = - 0,01915Т lg Кр, кДж/моль (20)

Это уравнение дает возможность, зная ΔG0,вычислять кон­станту равновесия и, наоборот, по экспериментально найденному значению константы равновесия определять ΔG0 реакции. Оно справедливо для любой температуры, но чаще применяется для 25°С (298 К); эта температура принимается в качестве стандарт­ной. Температура указывается при этом нижним индексом

ΔG0₂₉₃ = - 0,01915 • 298 lg К₂₉₈, кДж/моль

Или ΔG0₂₉₃= - 5,71 lg К₂₉₈ (21)

При вычислении стандартных изменений энтальпии и энергии Гиббса реакций обычно используют стандартные энтальпии и энер­гии Гиббса образования веществ. Эти величины представляют со­бой ΔН0₂₉₃ и ΔG0₂₉₃ реакций образования данного вещества из простых при стандартных условиях. При этом, если элемент образует не­сколько простых веществ, то берется наиболее устойчивое из них (при данных условиях). Энтальпия образования и энергия Гиббса образования наиболее устойчивых простых веществ принимаются равными нулю.

Согласно закону Гесса, стандартное изменение энтальпии реак­ции (сокращенно: стандартная энтальпия реакции) равно сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энтальпий образования исходных веществ. Аналогично стандартное изменение энергии Гиббса реакции (сокращенно: стандартная энергия Гиббса реакции) равно сумме стандартных энергий Гиббса образования продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энергий Гиббса образования исход­ных веществ. При этом все суммирования производятся с учетом числа молей участвующих в реакции веществ в соответствии с ее уравнением.

В этом и в некоторых других справочниках приводятся значения стан­дартной энтальпии образования (ΔН0₂₉₈) и стандартной энтропии (S°) веществ. Для вычисления стандартной энергии Гиббса образования (ΔG0_298обр) вещества следует предварительно вычислить стандартную энтропию образования (ΔS_o6р) вещества, а затем воспользоваться формулой

ΔG_обр = ΔН_обр - TΔS_обр

Пример 1. Вычислить ΔН0₂₉₈, тепловой эффект при 298 К и постоянном давлении и ΔG0₂₉₃ реакции:

Вычисление ΔН0₂₉₈ и теплового эффекта реакции. Находим в табл. _.ΔН0₂₉₈ Fe₂O3 (—822,2 кДж/моль) и А1₂О₃ (—1676,0 кДж/моль) при 298 К и про­изводим алгебраическое суммирование:

ΔН0₂₉₈= - 1676,0 - (-822,2) = - 853,8 кДж

Поскольку изменение энтальпии реакции равно по величине, но обратно по знаку ее тепловому эффекту при постоянных, температуре и давлении, то термохимическое уравнение реакции запишется следующим образом: Fe₂O₃ + 2A1 = А1₂О₃ + 2Fe + 853,8 кДж.

При низких температурах знак изменения энтальпии реакции может слу­жить для ориентировочного определения возможного направления реакции. Полученное для рассматриваемой реакции отрицательное значение ΔН0указы­вает на возможность ее самопроизвольного протекания при достаточно низких температурах; при этом большое абсолютное значение ΔН0₂₉₈ позволяет с доста­точной вероятностью предполагать, что в условиях, не очень сильно отличаю­щихся от стандартных, эта реакция тоже может протекать в прямом направ­лении.

Вычисление ΔG°₂₉₈ реакции. Находим в табл._. ΔG_o6pFe₂O₃ (-740,3 кДж/моль) и А1₂Оз (-1582 кДж/моль) при 298 К и производим суммирование: ΔG°₂₉₈ = — 1582 — (—740,3) = — 831,7 кДж

Полученное отрицательное значение ΔG°₂₉₈ подтверждает вывод, сделан­ный на основе оценки ΔН0₂₉₈ реакции. Близость найденных значений ΔН0₂₉₈ и ΔG°₂₉₈ связана, в частности, с тем, что при протекании рассматриваемой реак­ции не меняется число молекул газов (в нашем примере ни исходные вещества, ни продукты реакции не являются газами). При изменении же числа молекул газов может существенно изменяться энтропия системы (переход в газооб­разное состояние сопровождается сильным возрастанием молекулярного беспо­рядка!), вследствие чего значения ΔG°₂₉₈ и ΔН0₂₉₈ могут не только заметно разли­чаться по величине, но даже иметь разные знаки (см. пример 2). Поэтому в подобных случаях знак ΔG°₂₉₈ не может служить определенным критерием направления самопроизвольного протекания реакции.

Большое абсолютное значение ΔG°₂₉₈, найденное для рассматриваемой ре­акции, позволяет с достаточной вероятностью говорить о возможности проте­кания этой реакции в прямом направлении не только при стандартной температуре (25 °С), но и при других температурах. В случае малых абсолютных зна­чений ΔG°₂₉₈ также для реакций, протекающих с изменением числа молекул газов, такого заключения делать нельзя; в подобных случаях нужно знать за­висимость ΔG°₂₉₈ от температуры.

Пример 2. Вычислить ΔН0₂₉₈, тепловой эффект при 298 К и постоянном давлении и ΔG°₂₉₈ реакции: СuО + С = Сu + СО

Вычисление ΔН0₂₉₈ реакции. Находим в табл. 7. ΔН0₂₉₈ СuО (—162,0 кДж/моль) и СО (—110,5 кДж/моль) при 298 К и производим суммирование: ΔН0₂₉₈= -110,5-(-162,0) = 51,5 кДж

Таким образом CuO + C = Cu + CO - 51,5 кДж

Полученное значение ΔН0₂₉₈ положительно, но мало по абсолютной вели­чине. Поэтому оно не может служить критерием направления протекания ре­акции даже при невысоких температурах, тем более, что в рассматриваемом случае в результате реакции изменяется число молекул газов.

Вычисление ΔG°₂₉₈ реакции. Находим в табл. _. ΔG°_{298 обр} СuО (-129,4 кДж/моль) и СО (-137,1 кДж/моль) при 298 К и производим суммирование: ΔG°₂₉₈ = — 137,1 — (—129,4) = - 7,7 кДж

Полученное значение ΔG°₂₉₈ тоже мало по абсолютной величине, но отри­цательно. Оно указывает на возможность протекания реакции в прямом на­правлении при стандартных условиях, но не дает оснований для выводов о ее направлении при условиях, отличающихся от стандартных.

В данном примере разные знаки ΔН0₂₉₈ и ΔG°₂₉₈ объясняются возрастанием в ходе реакции числа молекул газов и связанным с этим увеличением энтропии. Именно поэтому оказывается возможным самопроизвольное протекание эндо­термической реакции восстановления меди.

Пример 3. Вычислить константу равновесия реакции:

NH₃ + HC1 = NH₄C1

Прежде всего, определим ΔG°₂₉₈ реакции. Для этого находим в табл. _. ΔG°₂₉₈ NH₃ (—16,7 кДж/моль), HCI (—94,8 кДж/моль) и NH₄CI (—203,2 кДж/моль) при 298 К и производим суммирование:

AG°₉₈ = - 203,2 - (-16,7 - 94,8) = - 91,7 кДж

Теперь найденное значение ΔG°₂₉₈ подставляем в уравнение Получаем: -91,7= - 5,71 1g К₂₉₈, Отсюда 1g К₂₉₈ = 16; т. е. К₂₉₈ = 1016

Большое значение найденной нами константы показывает, что при стан­дартной температуре равновесие

NH₃ + HC1 ↔ NH₄CI

сильно смещено вправо; иначе говоря, при стандартных условиях хлорид аммония — устойчивое соединение.

Таблица _.

Стандартная энтальпия образования и стандартная энергия Гиббса образования некоторых веществ при 298 К (25 °С)

Сокращенные обозначения агрегатного состояния веществ: г- газообразное, ж - жидкое, к - кристаллическое.

В табл._ приведены значения стандартных энтальпий и энер­гий Гиббса образования некоторых веществ при 25°С (298 К), Более полные данные этого рода можно найти в справочниках, например, в «Кратком справочнике физико-химических величин» под редакцией А. А. Равделя и А. М. Пономаревой (издание вось­мое, 1983 г.)

литература

1. Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия,1987.

2. Курс общей химии/Коровин Н.В., Масленникова Г.Н. и др. М. : Высшая школа, 1990.

3. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. Л.: Химия, 1987.

studopedia.ru

ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

Химическая термодинамика изучает энергетические эффекты реакций, их направ­ление и пределы самопроизвольного протекания.

Объект изучения в химической термодинамике — термодинамическая система (в дальнейшем просто система) — это совокупность взаимодействующих веществ, мысленно или реально обособленная от окружающей среды.

Система может находиться в различных состояниях. Состояние системы определяется численными значениями термодинамических параметров:температуры, давления, концен­траций веществ и пр. При изменении значения хотя бы одного из термодинамических параметров, например, температуры происходит изменение состояния системы. Изменение состояния системы называется термодинамическим процессом или просто процессом.

Процессы могут протекать с различными скоростями. В зависимости от условий перехода системы из одного состояния в другое, в химической термодинамике различают несколько типов процессов, простейшими из которых являются изо­термический, протекающий при постоянной температуре (Т=соnst), изобарный, протекающий при постоянном давлении (р=соnst), изохорный, протекающий при постоянном объёме (V=соnst) и адиабатический, который осуществляется без обмена теплотой между системой и окружающей средой (q=соnst). Наиболее часто в химической термодинамике реакции рассматриваются как изобарно-изотермические (р=соnst, Т=соnst) или изохорно-изотермические (V=соnst, Т=соnst) процессы.

Чаще всего в химической термодинамике рассматриваются реакции, притекающие в стандартных условиях, т.е. при стандартной температуре и стандартном состоянии всех веществ. Вкачестве стандартной принята температура 298К. Стандартным состоянием вещества является его состояние при давлении 101,3 кПа. Если вещество находится в растворе, за стан­дартное принимается его состояние при концентрации 1 моль/л.

Для ха­рактеристики процессов химическая термодинамика оперирует особыми величинами, называе­мыми функциями состояния: U – внутренняя энергия, Н – энтальпия, S – энтропия, G – энергия Гиббса и F – энергия Гельмгольца. Количественными характеристиками любого процесса являются изменения функций состояния, которые и определяются методами химической термодинамики: ΔU, ΔH, ΔS, ΔG, ΔF.

Термохимический расчёт заключается в определении теплового эффекта реакции (теплоты реакции). Теплотой реакции, называется количество выделенной или поглощённой теплоты q. Если в ходе реакции теплота выделяется, такая реакция называется экзотермической, если теплота, поглощается, реакция называется эндотермической.

Численное значение теплоты реакции зависит от способа её проведения. В изохорном процессе, проводимом при V=соnst, теплота реакции q_V = ΔU, в изобарном процессе при р = соnst тепловой эффект q_p = ΔH. Таким образом, термохимический расчёт заключается в определении величины изменения или внутренней энергии, или энтальпии в ходе реакции. Поскольку подавляющее большинство реакций протекает в изобарных условиях (например, это все реакции в открытых сосудах, протекающие под атмосферным давлением), при проведении термохимических расчётов практически всегда производится расчёт ΔН. Если ΔНΔН>0, то реакция эндотермическая.

Термохимические расчёты производятся, используя следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции равен сумме теплот (энтальпий) образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот (энтальпий) образования реагентов.

Запишем в общем виде уравнение реакции: аА + bВ = сС + dD. Согласно следствию из закона Гесса теплота реакции определяется по формуле:

ΔН = (cΔН _{обр, С} + dΔН _обр,_D) - (аΔН _обр,А + bΔН _обр,В),гдеΔН —теплота реакции; ΔН обр – теплоты (энтальпии) образования, соответственно, продуктов реакции С и D и реагентов А и В; с, d, а, b – коэффициенты в уравнении реакции, называемые стехиометрическим и коэффициентами.

Базовыми величинами в данной формуле являются теплоты (энтальпии) образования реагентов и продуктов.Теплотой (энтальпией) образования соединения называется тепловой эффект реакции, в ходе которой образуется 1 моль этого соединения из простых веществ, находящихся в термодинамически устойчивых фазах и модификация. Например, теплота образования воды в парообразном состоянии равна половине теплоты реакции, выражаемой уравнением: 2Н₂(г) + О₂(г) = 2Н₂О (г). Размерность теплоты образования – кДж/моль.

В термохимических расчётах теплоты реакций, как правило, определяются для стандартных условий, для которых формула приобретает вид: ΔН°₂₉₈ = (cΔН°_{298 обр С} + dΔН°_{298 обр D}) - (аΔН°_{298 о6р A} + bΔН°_{298 обр В}), где ΔН°₂₉₈ – стандартная теплота реакции в кДж (стандартность величины указывается верхним индексом "О" ) при температуре 298К, а ΔН°_{298 обр}. — стандартные теплоты (энтальпии) образования соединений также при температуре 298К. Значения ΔН°_298обр. определены для всех соединений и являются табличными данными.

Энергией Гиббса реакции называется изменение энергии Гиббса ΔG при протекании химической реакции. Так как энергия Гиббса системы G = Н – ТS, её изменение в процессе определяется по формуле: ΔG =ΔН – ТΔS,где Т – абсолютная температура, К.

Энергия Гиббса химической реакции характеризует возможность её самопроизвольного протекания при постоянном давлении и температуре (при р=соnst, Т=соnst). Если ΔG < 0, то реакция может протекать самопроизвольно, при ΔG > 0 самопроизвольное протекание реакции невозможно, если ΔG = 0, система находится в состоянии равновесия.

Для расчёта энергии Гиббса реакции отдельно определяются ΔН и ΔS. При этом в большинстве случаев используется слабая зависимость величин изменения энтальпии ΔН и энтропии ΔS от условий протекания реакции, т.е. пользуются приближениями: ΔН = ΔН°₂₉₈ и ΔS = ΔS°₂₉₈.

Стандартную теплоту реакции ΔН°₂₉₈ определяют, используя следствие из закона Гесса, а стандартную энтропию реакции аА + bВ = сС + dD рассчитывают по формуле: ΔS°₂₉₈= (сS°_{298 обрС} + dS°_{298, обрD}) – (aS°_{298 обрА} + bS°_298обрB), где ΔS°₂₉₈ – табличные значения абсолютных стандартных энтропии соединений в Дж/(мольК), а ΔS°₂₉₈ – стандартная энтропия реакции в Дж/К.

Если реакция протекает в стандартных условиях при температуре 298К, расчёт её энергии Гиббса (стандартной энергии Гиббса реакции) можно производить аналогично расчёту стандартной теплоты реакции по формуле, которая для реакции, выраженной уравнением аА + bВ = сС + dD, имеет вид:

ΔG°₂₉₈=(сΔG°_{298 С} + dΔG°_{298 D}) – (аΔG°_{298 A} + bΔG°_{298 B}), где ΔG°₂₉₈ — стандартная энергия Гиббса образования соединения в кДж/моль (табличные значения) – энергия Гиббса реакции, в которой при температуре 298К образуется 1 моль данного соединения, находящегося в стандартном состоянии, из простых веществ, также находящихся в стандартном состоянии, а ΔG°₂₉₈ – стандартная энергия Гиббса реакции в кДж.

Задача 1.Для данной реакции 2SO₂ (г)+ O₂(г) = 2SO₃(г) рассчитайте изменение энтальпии ΔН₂₉₈, энтропии ΔS₂₉₈ и энергии Гиббса ΔG₂₉₈. Рассчитайте температурную область самопроизвольного протекания реакции. Рассчитайте константу равновесия данной реакции при стандартных условиях (таблицы стандартных термодинамических потенциалов приводятся в различных справочниках).

Расчет энтальпии (ΔН₂₉₈°):

_ΔН°₂₉₈=Σ _ΔН_{продуктов реакции} – Σ _ΔН_{реагентов}

из приложения Таблицы стандартных термодинамических потенциалов выбираем значения _ΔН°₂₉₈ для веществ, участвующих в реакции и подставляем их в расчетную формулу:

_ΔН°₂₉₈=Σ _ΔН_{продуктов реакции} – Σ _ΔН_{реагентов}= 2 ∙ _ΔН₂₉₈° (SO₃) –(2 ∙ _ΔН₂₉₈°(SO₂) +_ΔН₂₉₈° (O₂))= =2 (−395,2) −( 2 (−296,9) + 0) = − 197,2 кДж/моль

Расчет энтропии (ΔS°₂₉₈):

ΔS°₂₉₈=Σ _ΔS_{продуктов реакции} – Σ _ΔS_{реагентов}

из таблицы стандартных термодинамических потенциалов выбираем значения ΔS°₂₉₈ для веществ, участвующих в реакции и подставляем их в расчетную формулу:

ΔS°₂₉₈=Σ _ΔS_{продуктов реакции} – Σ _ΔS_{реагентов} = 2∙ ΔS°₂₉₈ (SO₃) -(2∙ΔS°₂₉₈ (SO₂)+ ΔS°₂₉₈ (О₂)) =

=2∙ 256,2 – (2∙248,1 +205) = –188,8 = –0,1888 .

Расчет энергии Гиббса (_ΔG°₂₉₈):

_ΔG°₂₉₈= _ΔН°₂₉₈ – T∙ ΔS°₂₉₈

по полученным данным рассчитываем энергию Гиббса (при стандартных условиях Т = 298К):

_ΔG°₂₉₈=_ΔН°₂₉₈–T∙ΔS°₂₉₈=−197,2кДж/моль – 298∙(–0,1888) = –140,9 кДж/моль.

Расчет показывает, что окисление диоксида серы кислородом при 25ºC (298K) термодинамически возможный процесс (т.к. ∆G

Определение температурной области самопроизвольного протекания реакции.

Так как условием самопроизвольного протекания реакции является отрицательность DG (DG

Реакция протекает самопроизвольно, если _ΔG°₂₉₈≤ 0, следовательно:

_ΔН°₂₉₈ – T∙ _ΔS°₂₉₈ ≤ 0, отсюда Т ≤ ≤ ; Т ≤ 1044,5 К (771,5˚С),

т.е. при всех температурах, меньших 1044,5 К, будет обеспечиваться отрицательность DG и, следовательно, в данном температурном диапазоне будет возможным самопроизвольное протекание рассматриваемой реакции.

Расчет константы химического равновесия:

Кр = ℮ , где R=8,31 =0,00831 , Т = 298К.

Рассчитываем, используя известные данные:

– = = 56,9 ;

Кр = ℮ 56,9 = 5,14·1024

studopedia.ru