Направление химических реакций.


Энергия Гиббса

 

Если процесс протекает так, что DН = 0 (изолированная система), то изменение энтропии становится его единственной движущей силой.

При условии DS = 0 единственной движущей силой химической реакции является убыль энтальпии.

Таким образом, в химических реакциях одновременно проявляются две тенденции:

1) стремление системы к образованию связей в результате взаимного притяжения частиц, что приводит к увеличению порядка и сопровождается понижением энергии системы;

2) стремление к диссоциации сложных частиц на простые, увеличению числа частиц, увеличению беспорядка и возрастанию энтропии.

Первая тенденция в изобарно-изотермических условиях характеризуется энтальпийным факторомпроцесса и количественно выражается через DН.Вторая - характеризуется энтропийным фактором и количественно выражается произведением абсолютной температуры на энтропию, т.е. TDS.

Если эти тенденции уравновешивают друг друга, то DН = TDS.

При неравенстве этих величин их разность может служить мерой химического сродствареагентов. Она называется энергией Гиббса и вычисляется по уравнению:

 

DG = DH - TDS

При постоянстве температуры и давления химические реакции могут самопроизвольно протекать только в таком направлении, при котором энергия Гиббса системы уменьшается (DG< 0)(вторая формулировка II закона термодинамики).

 

Из уравнения (4.6) вытекает, что наибольшее сродство веществ друг к другу проявляется в реакциях, протекающих с DН < 0 и DS > 0 .

Чем меньше величина DG0х.р, тем дальше система находится от состояния химического равновесия и тем более она реакционноспособная.

Изменение энергии Гиббса (DGх.р.) в результате химической реакции можно найти по стандартным энергиям Гиббса образования веществ (DG0ƒ) (табл. 4.1):

 

DG0х.р. = å nпрод·DG0ƒ, прод - å nреагентов·DG0ƒ, реагентов .

При этом DG0ƒ простых веществ так же, как DН0ƒ и DU0ƒ, равны нулю.

Таким образом, критерий направления процессов можно записать так:

равновесие - DG = 0; DН = Т·DS;

 

(реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении);

 

самопроизвольный процесс

в прямом направлении DG < 0; DН - Т·DS < 0;

 

не может протекать в прямом направлении

(возможен обратный процесс) DG > 0; DН - Т·DS > 0.

 

Переход DG через ноль можно определить из соотношения

 

DН = Травн·DS . Отсюда .

 

Таким образом, энергия Гиббса зависит от характера реакции (значения DН и DS) и от температуры. Зная величины DН и DS, можно рассчитать DG и, соответственно, предсказать возможность или невозможность самопроизвольного протекания реакции, а также влияние температуры на направление процесса.

Пример 8. Пользуясь данными табл. 4.1, установить возможность или невозможность восстановления диоксида титана в стандартных условиях по реакции:

 

TiO2 (к) + 2С(графит) = Ti (к) + 2СО(г) .

 

Решение. В таблице 5.1 находим значения DG0ƒ (в кДж/моль) для TiO2 (-888,6) и СО (-137,1) и рассчитываем DG0:

 

DG0 = 2DG0ƒ (СО) - DG0ƒ (TiO2) = 2·-137,1 - (-888,6) = 614,4 кДж.

 

Поскольку DG0 > 0, восстановление TiO2 при 298 К невозможно. Согласно закону сохранения энергии для обратного процесса окисления титана оксидом углерода DG0 = - 614,4 кДж, т.е. обратный процесс возможен.

Пример 9. Реакция восстановления Fe2O3 водородом протекает по уравнению:

 

Fe2O3 (к) + 3H2 = 2Fe ) + 3Н2О(г), DH0 = + 96,61кДж.

 

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях, если изменение энтропии DS0 = 0,1387 кДж/моль ·К? При какой температуре начнется восстановление Fe2O3?

Решение. Вычисляем DG0 реакции по:

 

DG0= DH0 -TDS0 = 96,61 - 298×0,1387 = 55,28 кДж.

 

Так как DG >0, то реакция при стандартных условиях невозможна; наоборот, при этих условиях идет обратная реакция окисления железа (коррозия). Найдем температуру согласно уравнению (4.8), при которой DG = 0 (состояние равновесия):

DH0 = T·DS0 , отсюда .

Следовательно, при температуре примерно 696,5 К начнется реакция восстановления Fe2O3. (“Примерно” потому, что при решении задачи мы не учитываем слабую зависимость DН и DS от температуры). Иногда эту температуру называют температурой начала реакции.

Пример 10. При некоторой температуре Т эндотермическая реакция А ® Впрактически идет до конца. Определить знак DS реакции.

Решение. То, что реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении, указывает на то, что DG < 0. Так как реакция эндотермическая, то DH > 0. Из уравнения

DG = DH - T·DSследует, что ·DS0должна быть > 0.

Пример 11.Не проводя расчётов, определить, какие из перечисленных процессов возможны в изолированной системе:

 

а) 2NH3 (г) = N2 (г) + 3H2 (г) ,

б) NО (г) + NО2 (г) = N2О3 (к) ,

в) 2S(к) + 3O2 (г) = 2SO3 (г) .

Решение.В изолированной системе (DH = 0) критерием самопроизвольного протекания процесса является увеличение энтропии. Учитывая, что газообразные вещества имеют большую энтропию, чем жидкие и твердые, заключаем, что с увеличением энтропии протекает реакция (а) (из 2 моль газа получается 4 моль). Реакции б) и в) протекают в обратном направлении (в реакции б) из газообразных веществ получилось кристаллическое, а реакция (в) сопровождается уменьшением объема газа).

Пример 12.Указать, какие из реакций образования оксидов азота и при каких температурах (высоких или низких) могут протекать самопроизвольно в стандартных условиях:

 

а) 2N2 (г) + О2 = 2N2О (г) , DH0298 > 0.

б) 2N2 (г) + О2 = 2NО (г) , DH0298 > 0.

в) NО (г) + NО2 (г) = N2О3 (к) , DH298O < 0.

 

Решение.а) определим изменение энтропии: так как количество газа уменьшается с трех молей до двух, энтропия уменьшается и DS < 0. Возможность протекания реакции определяется энергией Гиббса (DG < 0). Из анализа уравнения (4.6) DG = DH - TDS следует, что при DHO > 0 и DS < 0 DG > 0 при любых температурах, т.е эта реакция невозможна при любых температурах;

 

б) аналогично реакции (а);

 

в) для этой реакции энтропия уменьшается, так как из газообразных веществ получается кристаллическое, т.е. DS < 0. Если DHO < 0 и DS < 0, то реакция возможна при достаточно низких температурах, при этом величина DHO будет превышать по абсолютному значению член TDS и DG < 0.

 



Дата добавления: 2016-07-05; просмотров: 4443;


Поиск по сайту:

Воспользовавшись поиском можно найти нужную информацию на сайте.

Поделитесь с друзьями:

Считаете данную информацию полезной, тогда расскажите друзьям в соц. сетях.
Poznayka.org - Познайка.Орг - 2016-2024 год. Материал предоставляется для ознакомительных и учебных целей.
Генерация страницы за: 0.011 сек.