дельта аш меньше нуля какая реакция

Энергия Гиббса и состояние химического равновесия

энтропийно выгодным будет процесс распада АВ(г) на компоненты (∆S>0), а энергетически выгодным является обратный процесс, который сопровождается понижением энтальпии химической системы (∆H

Энергия Гиббса служит критерием самопроизвольного протекания химической реакции при изобарно-изотермических процессах.

Химическая реакция принципиально возможна, если энергия Гиббса уменьшается, т.е. ∆G_р 0 возможен лишь обратный процесс.

При ∆G=0 все вещества находятся в химическом равновесии и внешне незаметно никаких изменений и процессов в системе.

1) если ∆H 0, то всегда ∆G 0 и ∆S 0, т.е. реакция с поглощением теплоты и увеличением степени порядка невозможна ни при каких условиях;

3) во всех остальных случаях (∆H 0, ∆S>0) знак ∆G зависит от соотношения членов ∆H и T∆S. Значения ∆H и ∆S могут быть как положительными, так и отрицательными в разных сочетаниях в разных реакциях. Их рассматривают как энергетический (энтальпийный) и энтропийный факторы, определяющие возможность самопроизвольного протекания реакции. Реакция возможна, только если она сопровождается уменьшением энергии Гиббса.

Если ∆H>0, ∆S>0, то произведение T∆S будет больше, чем ∆H и определяющим фактором будет знак ∆S. В этом случае ∆G o _A+RT lnp_A)n_A, (3.16)

где G_A− энергия Гиббса образования вещества А при его парциальном давлении р_А (p_А¹1атм); G o _A− энергия Гиббса образования одного моля вещества А при стандартных условиях (р_А=1 атм и Т=298 К); n_A − число молей вещества А.

Стандартная энергия Гиббса образования вещества DG о ₂₉₈ − изменение энергии Гиббса в реакции образования 1моль вещества из простых веществ, находящихся в устойчивых состояниях при стандартных условиях(р=101,3 кПа и Т=298 К).

Значения ∆G о ₂₉₈ для некоторых веществ приводятся в справочной литературе, размерность − кДж/моль.

Стандартные энергии Гиббса образования простых веществ, находящихся в стандартном состоянии в устойчивой модификации, равны нулю. Например, ∆G о _298,Н_2(газ) = 0 кДж/моль.

Энергия Гиббса химических реакций. Изменение энергии Гиббса химической реакции при стандартных условиях (р =101,3 кПа и Т=298 К) можно вычислить по уравнению

где ∆H о _{298,реакции}, ∆S о _{298,реакции} − стандартные изменения энтальпии и

энтропии химической реакции, соответственно в кДж и Дж/К; Т− стандартная температура, равная 298 К.

Поскольку энергия Гиббса является функцией состояния, то ее значение не зависит от пути протекания процесса, а зависит только от исходного и конечного состояний системы. Изменение энергии Гиббса при стандартных условиях (∆G о _{298, реакции}) можно рассчитать, используя стандартные значения энергий Гиббса образования исходных веществ и продуктов реакции с учетом стехиометрических коэффициентов:

∆G о _{298,реакции} = ∆G о _{298, продукты реакции} – ∆G о _{298, исходные вещества}. (3.18)

Изменение энергии Гиббса ∆G_Т для реакции, протекающей при температуре, отличной от стандартной (Т 298 К), может быть рассчитано с достаточной для практических целей точностью, используя стандартные значения изменений энтальпии (∆H о _{реакции}) и энтропии (∆S о _{реакции}) реакции и пренебрегая их зависимостью от температуры:

Источник

Урок 19. Изменение энтальпии

В уроке 19 «Изменение энтальпии» из курса «Химия для чайников» рассмотрим понятие теплоты реакции и ее единицу измерения; выясним, что происходит при экзотермических и эндотермических реакциях, а также познакомимся с законом Гесса. Данный урок потребует от вас знания химических основ из прошлых уроков. Обязательно прочитайте о составлении химических реакций и формулировку законов сохранения массы и энергии, чтобы не возникало лишних вопросов.

Хоть данная глава и называется «Законы сохранения массы и энергии«, однако пока мы ничего не говорили о законе сохранения энергии. Для тех, кто забыл: закон сохранения энергии гласит, что теплОты реакций аддитивны и энергия процесса не зависит от того, проводится ли он в одну или несколько стадий.

Единица измерения теплоты

Так как это курс химии, а не физики, то совсем мельком напомню, что теплота и работа являются хоть и различными, но формами энергии, поэтому измеряются в одинаковых единицах (в Дж). Если вы совершаете работу над каким-либо телом или совокупностью тел, можно повысить энергию этой системы или нагреть ее в зависимости от того, каким образом совершается работа. К примеру, когда мы поднимает какой-либо предмет, работа превращается в потенциальную энергию, а если потереть этот предмет, то работа (трение) переходит в теплоту. И наоборот, при падении тяжелого предмета энергия превращается в теплоту, а при работе двигателя внутреннего сгорания выделяемая в нем теплота переходит в работу. Химиков, в отличии от физиков, занимает не работа, а теплота, которая может поглощаться и выделяться при протекании химической реакции.

Единицей измерения теплоты служит — Джоуль (Дж). 1 Джоуль можно определить как количество теплоты, необходимое для повышения температуры 1 г чистой воды на 1/4 градуса. В повседневной жизни 1 джоуль энергии требуется для поднятия небольшого яблока (102 г) строго вертикально на высоту один метр.

Теплота реакции

Представление о законе сохранения энергии можно получить на примере разложения пероксида водорода, H₂O₂. Когда водный раствор H₂O₂ реагирует с образованием газообразного кислорода и жидкой воды, происходит заметное выделение тепла: разложение 1 моля H₂O₂ при 25°С (комнатная температура) сопровождается выделением 94,7 кДж (94700 Дж) тепла.

Это количество теплоты, которое выделяется при разложении 1 моля пероксида водорода на 1 моль воды и 1/2 моля газообразного кислорода, т.е. в расчете на 1 моль реагента. Если удвоить все коэффициенты в уравнении реакции, то придется удвоить и теплоту реакции, поскольку она будет относиться теперь к вдвое большему количеству реагента:

Физическое состояние реагентов и продуктов также оказывает влияние на теплоту реакции (изменение энтальпии). Если H₂O₂ заставить разлагаться на газообразный кислород и водяной пар, а не жидкую воду, часть молярной теплоты разложения H₂O₂ (94,7 кДж) затратится на испарение H₂O, которое описывается уравнением:

и поэтому при таком разложении пероксида водорода будет выделяться меньше теплоты:

Закон Гесса

Аддитивность теплот реакций вытекает непосредственно из первого закона термодинамики : изменение энергии или энтальпии между двумя состояниями системы зависит только от самих этих состояний, а не от того, каким образом осуществляется переход между ними. Следовательно, разность между энтальпиями реагентов и продуктов, т.е теплота реакции, должна зависеть только от исходного и конечного состояний, а не от того конкретного пути, по которому следует реакция. Это утверждение носит название закон аддитивности теплот реакций (закон Гесса).

Благодаря закону Гесса совсем не обязательно измерять изменение энтальпии каждой возможной химической реакции. Например, если известны теплота испарения жидкой воды (3), то совсем не обязательно измерять теплоту разложения пероксида водорода с образованием водяного пара; эту величину гораздо проще получить путем вычислений. Если какую-либо реакцию трудно провести в лабораторных условиях, можно попытаться подобрать последовательность легче осуществляемых реакций, сумма которых дает необходимую реакцию. После измерения изменений энтальпии для всех индивидуальных реакций в такой последовательности можно просуммировать соответствующие изменения энтальпии подобно самим химическим уравнениям и найти теплоту трудно проводимой реакции.

Урок 19 «Изменение энтальпии» бесспорно был сложным, но чрезвычайно важным. Скорее всего у вас сейчас каша в голове, но не пугайтесь, ведь в следующем уроке все встанет на свои места. Если у вас возникли вопросы по данному уроку, то пишите их в комментарии.

Источник

Дельта аш меньше нуля какая реакция

Итак, в химических процессах одновременно изменяются энергетический запас системы (энтальпийный фактор) и степень ее беспорядка (энтропийный фактор, не совершающая работу энергия).

Анализ уравнения (4.2) позволяет установить, какой из факторов, составляющих энергию Гиббса, ответственен за направление протекания химической реакции, энтальпийный () или энтропийный ().

Проиллюстрируем эти четыре случая соответствующими реакциями:

N₂O_4(г) = 2NO_2(г) (возможна при высокой температуре).

Для оценки знака реакции важно знать величины и наиболее типичных процессов. образования сложных веществ и реакции лежат в пределах 80–800 кДж∙. Энтальпия реакции сгорания всегда отрицательна и составляет тысячи кДж∙. Энтальпии фазовых переходов обычно меньше энтальпий образования и химической реакции Δ – десятки кДж∙, Δ и Δ равны

Источник

Дельта аш меньше нуля какая реакция

Для удобства пользователей и возможности быстрого нахождения решения типовых (и не очень) задач на xим. энергию и термодинамику.

©Для некоммерческого использования. При перепечатке решений обязательна ссылка на источник.

Решение:
1) H2(г)+1/2 O2(г) = Н2О(ж)

Задача 5
Вычислить изменение энергии Гиббса для реакции CaCO3(к.) = СаО(к.)+СО2(г.)
при 25, 500, 1500*С. Зависимостью дельта Н и дельта S от температуры пренебречь.

Для 500С (773К):
ΔGо= 178 – 773 * 0,162 = 52,77 кДж > 0 (реакция невозможна и при 500С)

Подобным образом найдите ответ для остальных реакций.

Задача 13
Константа диссоциации муравьиной кислоты при 298 К равна 1,7 * 10^(-4)
Рассчитайте ΔG298 процесса диссоциации. Какой процесс (диссоциация или моляризация) протекает в системе самопроизвольно, если концентрация Снсoo- =Сн+= Cнсоон= 10^(-2) моль/л
Ответ подтвердите рассчетом ΔG.

Решение:
Температура выражает меру теплового движения частиц и кол-во энергии, необходимой для осуществления какого-либо процесса (энергию ведь, как вы знаете, измерить невозможно).

Между молекулами обоих в-в водородные связи, при плавлении они сохраняются и лишь несколько ослабляются, поэтому для плавления требуется сходное кол-во энергии.

Мера ослабления межмолекулярных связей при плавлении этих веществ сходна (те же связи), потому и темп. плавления сходны.

Не так при кипении. При кипении межмолекулярные связи разрушаются, и энергия, требуемая для их разрушения, находится в прямой зависимости от сил межмолекулярного притяжения.

Между молекулами Н2О2 больше водородных связей, и кроме того, Ван-дер-Ваальсовы силы притяжения тем больше, чем больше электронное облако молекулы, поэтому несомненно для разрушения сил межмолекулярного притяжения требуется намного больше энергии, а значит, темп. кипения будет значительно выше.

Источник

Направление протекания реакций

Рассмотрим возможность самопроизвольного протекания химической реакции в зависимости от знака энтальпийного и энтропийного членов в выражении изменения свободной энергии. Если изменение свободной энергии меньше нуля, то реакция протекает самопроизвольно (экзоэргоническая реакция). Если ∆G = 0, начальные и конечные состояния могут существовать в равновесии. Если же изменение свободной энергии больше нуля, самопроизвольное протекание реакции невозможно (эндоэргонические реакции). Самопроизвольно протекает обратная реакция. А так как, изменение свободной энергии выражается через изменения энтальпии и энтропии (в предположении, что они не зависят от температуры), то их знаки будут определять знак ∆G. В ниже рассмотренных примерах принимается, что парциальные давления всех газообразных участников реакций равны по одной атмосфере, т.е. ∆G_г=∆G°_г. В этом случае можно использовать в расчётах стандартные изменения энтальпии и энтропии. Возможны четыре случая.

Если ΔH 0, то всегда ΔG 0 и ΔS 0, и реакция с поглощением теплоты и уменьшением энтропии невозможна ни при каких условиях.

Примеры:

Следует отметить, что стандартные величины образования изобарно-изотермического потенциала простых веществ (так же как и стандартные энтальпии образования простых веществ) принимаются равными нулю. Пример: Δ_fG 0 (H₂) = 0. Химические реакции обычно протекают в закрытой системе, обменивающейся с внешней средой энергией. Следовательно, свободная энергия Гиббса является критерием протекания химического процесса. Мерой химического сродства является убыль G, т.е. –ΔG. Чем ΔG меньше нуля, тем дальше система от состояния химического равновесия, тем более она реакционноспособна. В организме человека и животных протекание эндоэргонических реакций возможно лишь тогда, когда они сопряжены с экзоэргоническими реакциями.

Фазовые переходы

Фазовые переходы – это процесс скачкообразного изменения плотности и энтропии вещества. При этом выделяется или поглощается теплота фазового перехода. Примеры: испарение, плавление и обратные им процессы – конденсация, кристаллизация, а также полиморфные превращения. Полиморфизм – способность некоторых веществ одного и того же химического состава иметь различные кристаллические структуры (полиморфные модификации). Например, полиморфные модификации углерода: алмаз, графит, карбин. На Рис.6.1. представлен график изменения энтропии вещества в зависимости от температуры. При температурах фазовых переходов наблюдаются отрезки прямых параллельных оси ординат, которые соответствуют переходу вещества из кристаллического в жидкое (D_mS), а из жидкого в газообразное состояние (D_vS). При этом агрегатные состояния веществ находятся в равновесии и их энергии Гиббса равны и, поэтому изменение энергии Гиббса равно нулю (DG = 0). Тогда, DG = DН-ТDS =0 или DН = ТDS.

Рис. 6.1. Зависимость энтропии вещества от температуры.

ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ КИНЕТИКИ

В предыдущем разделе были сформулированы критерии самопроизвольного протекания химических реакций. Но это не означает, что если реакция с точки зрения термодинамики может идти самопроизвольно, то она мгновенно осуществится. Примером может служить существование человека в окружающей среде. Человеческие ткани в основном состоят из различных органических соединений. Возможно самопроизвольное протекание процесса взаимодействия практически любого органического соединения с кислородом с точки зрения термодинамики. Но человек на воздухе не сгорает, а существует достаточно долгое время, обеспечивая свое существование за счет реакций окисления органических соединений. В то же время процесс сгорания природного газа протекает достаточно быстро, а некоторые реакции сопровождаются взрывами, т. е. выделением большого количества энергии в доли секунды. Иными словами, существует какой-то другой барьер протекания химических реакций, помимо термодинамического.

Изучением скоростей протекания химических реакций и их механизмами занимается химическая кинетика.Все химические реакции имеют сложный механизм. Механизм реакции– это последовательность протекания промежуточных стадий реакции и промежуточных веществ, природа реагирующих частиц, характер разрыва связей, изменение энергии химической системы на всем пути ее перехода из исходного в конечное состояние, в результате которой происходит образование конечных веществ. Уравнение реакции практически никогда не отражает её механизм, а скорость протекания реакции в этом случае определяется скоростью наиболее медленной стадии, называемой лимитирующей стадией.

Различают гомогенные и гетерогенные химические реакции.

Гомогенные реакции протекают в однородной среде, например, в растворе, в газовой смеси т.е. в системе, в которой отсутствует поверхность раздела реагирующих веществ.

Гетерогенные реакции протекают на поверхности раздела фаз, например, твердое вещество – жидкость или газ; две несмешивающиеся жидкости.

Скорость химической реакции

Запишем уравнение элементарной химической реакции в общем виде:

где А, В — исходные вещества, D, Е — продукты реакции, строчными буквами (а, b, d, е) обозначены стехиометрические коэффициенты.

Напомним, что реакция, протекающая слева направо и отражающая процесс взаимодействия исходных веществ, называется прямой реакцией. Реакция, идущая в обратном направлении, называется обратной.

Построим график, на оси ординат которого отложим концентрацию одного (любого) из компонентов системы, а на оси абсцисс — время (Рис.7.1).

По мере протекания химической реакции концентрации исходных веществ уменьшаются, а концентрации продуктов реакции увеличиваются. Выберем два момента времени t₁ и t₂. Им будут соответствовать концентрации с₁ и с₂. Скорость гомогенной химической реакции определяется как изменение концентрации любого из веществ в единицу времени, что математически можно выразить так:

V =

Рис. 7.1. Зависимость концентраций одного из исходных веществ (I) и одного из продуктов реакции (2) от времени.

Если скорость реакции определять по одному из исходных веществ, то мы получим отрицательное значение, т.к. С₂₍₁₎

Источник