Основы химической термодинамики

Условия самопроизвольного протекания процесса, при р, Т = const

• Для необратимых самопроизвольные химических реакций, протекающих в закрытых системах:
• TSQ
• При р, Т = const, Q= H
• TS H
• 0  H- TS
• G≤0
• В изобарно-изотермических условиях (р, Т = const) в системе самопроизвольно могут осуществляться только такие процессы, в результате которых энергия Гиббса системы уменьшается (ΔG <0).
• ΔG < 0, р, Т = const.
• В состоянии равновесия энергия Гиббса системы не меняется при р, Т = const: G = const, ΔG = 0.

• Выведенная на основе второго начала термодинамики энергия Гиббса является функцией состояния. Следовательно, так же, как и для энтальпии, может быть сформулирован закон Гесса для энергии Гиббса в следующей форме:
• Изменение энергии Гиббса при образовании заданных продуктов из данных реагентов при постоянных давлении и температуре не зависит от числа и вида реакций, в результате которых образуются эти продукты;
• Энергия Гиббса реакции равна алгебраической сумме энергий Гиббса образования стехиометриеского количества продуктов за вычетом алгебраической суммы энергий Гиббса образования стехиометрического количества реагентов:
• aA+bB=cC+dD
• ΔGp-и = (cΔGc + dΔGD)-(aΔGA + bΔGB).

Движущие силы химической реакции

• - ЭНТАЛЬПИЙНЫЙ ФАКТОР - стремление систему перейти в состояние в наименьшей внутренней энергией (H<0);
• - ЭНТРОПИЙНЫЙ ФАКТОР - стремление системы приобрести наиболее вероятностное состояние с максимально возможным молекулярным беспорядком (S>0)

Самопроизвольный процесс с ΔH < 0 - алюмотермия Fe2O3 + 2Al = 2Fe + Al2O3

Процессы «вопреки» ΔH < 0 (N2O4 → 2NO2, ΔH > 0 ) ΔS > 0 (кристаллизация солей из пересыщенных растворов, ΔS < 0)

G  0 (T=const, p=const) < 0 - самопроизвольный процесс = 0 - равновесие