Термохимические расчеты. Закон Гесса

Тепловой эффект реакции зависит от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути реакции, т.е. от числа и характера промежуточных стадий. Закон Гесса лежит на основе термохим-их расчетов. Однако границы его действия ограничены изобарно-изотермичес-ми и изохорно-изотермич-ми процессами. Закон Гесса хорощо иллюстрируется с помощью энтальпийных диаграмм. Так как энтальпия зависит от состояния системы, то если при проведении процесса система вернулась в исходное состояние, суммарное изменение энотропии равно 0. Процессы, в кот система последоват-ых реакций возвращ-ся в исходное состояние, наз круновыми процессами или циклами. Метод циклов широко использ-ся в термодин расчетах. Итак закон Гесса показывает, что каким бы путем не протекала реакция, ее тепловой эффект будет одинаков, если при этом не меняется конечное и исходное состояние системы.

19. Энтальпия образования химических соединений и ее изменение при химических процессах. Работу можно разделить на 2 слагаемых: работу расширения pV, и другие виды работ, кроме работы расширения. Если на систему не действуют никакие другие силы, кроме постоянного давления, т.е. при протекании химического процесса единстве-нным видом работы явл-ся работа расширения. Характеристическая ф-ия U+pV=H наз-ся энтальпией системы. Это одна из термодинами-ческих ф-ий, характер-их систему, находящуюся при постоянном далении. Как и другие характеристические ф-ии энтальпия зависит от колическтва вещества, поэтому ее изменение, обычно относят к 1 моль и выражают в Дж/моль. Таким образом, изменение энергии системы при изобарических процессах, характеризуют через энтальпию этих процессов.

20. Энторопия и ее изменение при химических процессах.Мерой упорядочен-ности состояния системы служит термодина-мическая ф-ия, получившая название энтропии. Состояние системы можно характеризовать микросостояниями составляющих ее частиц, т.е. их мгновенными координатами и скоростями различных видов движения в различных направлениях. Число микросостояний системы наз-ся термодинамической вероятностью системы. Так число частиц в системе огромно, то термодинам-ая вероятность системы выражается огромными числами. Поэтому пользуются логарифмом термодин-ой вероят-ти lnW. Величина, равная RlnW=S, наз-ся энтропией системы, отнесенной к одному молю в-ва. Как и молярная постоянная энтропия имеет единицу измерения Дж/(моль*К). В отличие от других термодинам ф-ий, можно определить не только изменение, но и абсолютное значение энторпии. При переходе в-ва из твердого состояния в жидкое значительно увеличив-ся неупорядоченность и соответ-но энтропия в-ва. Особенно растет энтропия при переходе в-ва из жидкого в газообразное. Энтропия простых в-в явл-ся период-ой ф-ией порядкового номера элемента. Увеличение числа атомов в молекуле и усложнение молекулы приводит к увеличению энтропии. Итак увеличение энтропии говорит о переходе системы из более упорядоченного состояния к менее упорядоченному в результате тех и иных, в том числе химических процессов.

21.Энергия Гиббса и направление химических реакций.Энергия Гиббса равна: G=H-TS. Энергия Г. служит критерием самопроизвольного протекания химической реакции при изобарно- изотермических процессах. Химическая реакция принципиально возможна, если Энер Г. уменьшается, т.е. G<0- это условие возможности самопроизвольного течения реакции в прямом направлении. Химическая реакция не может протекать самопроизвольно, если энергия Г. системы возрастает, т.е.G>0-условие невозможности течения р-ии в прямом напрвлении. Направ-ление химических р-ий зависит от их характера. Так условие(G<0) соблюдается при любой темпер-ре для экзотерм-их реакций, у кот в ходе реакций возрастает число молей газообразных веществ, и следоват-но (S>0). Возможности протекания многих реакций завист от темпер-ры, так как с изм темпер-ры измен-ся знак энергии Г. этих р-ий. Если в рез-те экзотерм р-ии уменьшается число молей газообр веществ и соотв-но энтропия системы(S<0), то при невысокой температуре и реакция может протекать в прямом направлении.