| DH | DS | DG | Направление реакции |
| DH < 0 | DS > 0 | DG < 0 | Прямая реакция может быть самопроизвольной при любых температурах |
| DH > 0 | DS < 0 | DG > 0 | Прямая реакция не может идти самопроизвольной при любых температурах |
| DH < 0 | DS < 0 | DG < 0 при Т < Тр DG > 0 при Т > Тр | Самопроизвольно может идти прямая реакция при низких температурах и обратная реакция при высоких температурах |
| DH> 0 | DS > 0 | DG > 0 при Т < Тр DG < 0 при Т > Тр | Самопроизвольно может идти прямая реакция при высоких температурах и обратная реакция при низких температурах |
Направление химических реакций зависит от их характера. Так, условие (4.17) соблюдается при любой температуре для экзотермических реакций (DH < 0) у которых в ходе реакции возрастает число молей газообразных веществ и, следовательно, энтропия (DS > 0). У таких реакций обе движущие силы (DH) и (DS) направлены в сторону протекания прямой реакции и DG < 0 при любых температурах (табл. 4). Такие реакции самопроизвольно могут идти только в прямом направлении, то есть, являются необратимыми.
Наоборот, эндотермическая реакция (DH > 0), в результате которой уменьшается число молей газообразных веществ (DS < 0), не может протекать самопроизвольно в прямом направлении при любой температуре, так как всегда DG > 0. Если DH < 0 и DS < 0, то самопроизвольно может идти прямая реакция при низких температурах и обратная реакция при высоких температурах, поскольку DG < 0 при Т < Тр и DG > 0 при Т > Тр • Если DH> 0 и DS > 0, то самопроизвольно может идти прямая реакция при высоких температурах и обратная реакция при низких температурах, поскольку DG > 0 при Т < Тр DG < 0 при Т > Тр.
Для определения температуры (Тр), выше которой происходит смена знака энергии Гиббса реакции, можно воспользоваться условием
Тр = DH / DS, (4.20)
где Тр – температура, при которой устанавливается равновесие, то есть, равновероятная возможность протекания прямой и обратной реакции.
При стандартных условиях величины DG0 и DF0 – справочные. Для реакции общего вида
аA + вB = сC + dD + ∆G0реакции
изменение энергии Гиббса реакции равно
∆G0реакции = (с∆G0C + d∆G0D) – (а∆G0А + в∆G0B). (4.21)
Таким образом, энергия Гиббса (Гельмгольца) зависит от характера реакций (значений DH (DU) и DS), а для многих реакций – и от температуры. Зная величины DH (DU) и DS, можно рассчитать и, соответственно, предсказать возможность или невозможность самопроизвольного течения реакции, а также влияние температуры на направление процесса.
Соотношение между термодинамическими функциями состояния системы можно представить схемой
| DH |
| DU | рDV |
| Т DS | DF | рDV |
| Т DS | DG |
Вопросы для самоконтроля:
1. Что такое химическая термодинамика?
2. Что такое система и ее виды?
3. Что такое процесс и его виды?
4. Какие функции описывают состояние системы? Каковы их особенности?
5. Что такое внутренняя энергия (U)? Основные свойства этой функции.
6. Что такое энтальпия (H)? Основные свойства этой функции.
7. Что такое энтропия (S)? Основные свойства этой функции.
8. Что такое энергия Гиббса (G)? Основные свойства этой функции.
9. Что такое энергия Гельмгольца (F)? Основные свойства этой функции.
10. Что такое теплота (Q)? Основные свойства этой функции.
11. Что такое работа (А)? Основные свойства этой функции.
12. Как формулируется первый закон (начало) термодинамики?
13. Что такое термохимия?
14. Какие реакции называются экзотермическими, эндотермическими?
15. Что называется изобарным и изохорным тепловым эффектом? Привести связь между ними.
16. Как формулируется закон Гесса?
17. Как формулируются следствия из закона Гесса?
18. Принцип работы тепловой машины?
19. Как формулируется второй закон термодинамики?
20. Как влияет изменение температуры на направление химических процессов?
Литература:
1. Коровин Н.В. Общая химия. - М.: Высш. шк. – 1990, 560 с.
2. Глинка Н.Л. Общая химия. – М.: Высш. шк. – 1983, 650 с.
3. Глинка Н.Л. Сборник задач и упражнений по общей химии. – М.: Высш. шк. – 1983, 230 с.
4. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.:Высшая шк. – 2003, 743 с.
5. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия. - М.: Высш. шк. – 1997, 550 с
Лекции 6-7 (4 ч)
Тема 5. Химическая кинетика и катализ
Вопросы:
5.1. Понятие о химической кинетике.
5.2. Факторы, влияющие на скорость химических реакций. Закон действующих масс.
5.3. Классификация химических реакций по молекулярности и по порядку.
5.4. Кинетические уравнения реакци первого и второго порядка.
5.5. Теория активизации молекул. Уравнение Аррениуса.
5.6. Особенности каталитических реакций. Теории катализа.