Энергия Гиббса. Энтропия

Возможность протекания реакции определяется некоторой величиной Δ G, связанной с Δ Н соотношением:

Δ G= Δ H-Q

Величина Δ G характеризует химическую реакцию в целом, которая протекает в закрытой системе при p, Т=const.

Δ G- это функция состояния, называемая энергией Гиббса (изобарно- изотермический потенциал) (1874 г. Понятие “энергия Гиббса” введено в термодинамику американским физиком Гиббсом).

Запишите данное выражение в форме:

Δ Н= Δ G+Q

Оно показывает, что энтальпия реакции при р, Т=const состоит из двух слагаемых.Первое из них- это Δ G, освобождаемая в ходе реакции часть энтальпии, которая может совершать работу. Второе слагаемое- это Q, “связанная” системой часть энтальпии, не совершающая внешней работы и расходуемая на изменение кинетической энергии микрочастиц (атомов, молекул, ионов), участвующих в данной реакции. Эта величина зависит от температуры. Слагаемое Q называется электронным вкладом в Δ G:

Q=T Δ S,

где Δ S изменение энтропии в результате прохождения реакции.

Тогда Δ G= Δ Н - Т Δ S можно представить G любой химической реакцией как сумму энтальпийного (Δ Н) и энтропийного

(-Т Δ S) вкладов.

Большинство процессов представляют собой два одновременно происходящих явления: передачу энергии и изменение упорядоченности расположения частиц относительно друг друга. Передачу энергии характеризует Δ Н, а изменение упорядоченности частиц оценивается Δ S.

Энтропия- это мера беспорядка. При переходе системы из более упорядоченного в менее упорядоченное состояние энтропия возрастает (Δ S> 0), если система переходит из менее упорядоченного состояния в более упорядоченное состояние энтропия системы уменьшается (Δ S> 0).

Энтропийный фактор проявляется тем сильнее, чем выше температура.

Единица Δ G - Дж/моль,

Изменение Δ S – Дж/(моль_*К)

Энтропия реакции определяется соотношением:

Δ S= Σ nΔ S_прод. - Σ nΔ S_реаг.

В изолированных системах, т.е в системах, которые не могут обмениваться с окружающей средой ни веществом, ни теплотой, ни работой, самопроизвольно могут протекать могут протекать только процессы реакции, в ходе которых энтропия возрастает.

Это второй закон термодинамики.

Характер изменения энергии Гиббса позволяет судить о принципиалной возможности или невозможности осуществления процесса.

Критерием самопроизвольного произвольного протекания химических реакций является отрицательное значение энергии Гиббса:

Δ G< 0

Увеличение энергии Гиббса свидетельствует о невозможности протекания процесса в данных условиях

Δ G> 0

Если Δ G=0, то система находится в состоянии химического равновесия.

В соответствии с уравнением

Δ G= Δ H-T Δ S

Самопроизвольному протеканию процесса способствует уменьшение энтальпии и увеличение энтропии системы:

Δ Н< 0 и Δ S> 0

При Δ H< 0 и Δ S< 0 протекание процессов

Δ H> 0 и Δ S> 0 невозможно.

При высоких температурах.

При условии Δ Н> 0 и Δ S< 0 протекание реакции невозможно и при какой температуре, т.к. всегда Δ G> 0.

По значению стандартной энергии Гиббса реакции можно рассчитать значение константы равновесия К и сделать вывод о положении равновесия. Для этого используется стандартное выражения:

Δ G^o=-R_*T_*ln(K)=-R_*T_*2, 3_*lg(K),

Где R- универсальная газовая постоянная, равная 8, 31 Дж/(моль_*К)

Между энергией Гиббса реакции и константой равновесия существует соответствие:

Δ G> 0 K< 1

Δ G=0 K=1

Δ G< 0 K> 1