Направление химических реакций. Энергия Гиббса.

Изменение энтальпии в ходе химической реакции не служит критерием ее направления. Самопроизвольно могут протекать как экзотермические, так и эндотермические реакции, хотя при обычных условиях последние ни менее многочисленны.

Химические процессы характеризуются своим потенциалом, который является движущей силой химических процессов, протекающих при р, Т = const. Его принято называть изобарно–изотермическим потенциалом, или просто изобарным потенциалом. Его обозначают буквой G в честь американского ученого Гиббса, который ввел в термодинамику эту функцию. В его же честь эту величину принято также называть энергией Гиббса DG [кДж/моль].

DG = DН – ТDS

Энергия Гиббса – функция состояния системы, является критерием самопроизвольного протекания химической реакции.

Если DG < 0 – процесс термодинамически возможен (самопроизвольная реакция);

DG > 0 – процесс термодинамически невозможен;

DG = 0 – система находится в состоянии химического равновесия.

Чем более отрицательно значение DG , тем дальше система от состояния равновесия, тем более она реакционноспособна.

В зависимости от температуры влияние энтальпийного фактора DН и энтальпийного ТDS фактора на направление протекания процесса и знак DG показано в таблице:

Таблица.

Примечание. Величиной DG < 0 оценивается только принципиальная возможность самопроизвольного протекания, а величиной DG > 0 – невозможность самопроизвольного протекания химических реакций. Реальное протекание самопроизвольных реакций обусловлено также их кинетикой и катализом.

Стандартный изобарный потенциал образования соединений при 298 К (DG ) определяется по уравнению:

DG = DН – ТDS ,

или аналогично выражению для DН (так как изобарно-изотермический потенциал – функция состояния):

DG_реак = – ,

где DG –изобарный потенциал образования соединения.

DG^о_{298 (реак)} = – .

Для простых веществ в стандартном состоянии – DG = 0

При состоянии равновесия DG_реак = 0, DН = ТDS и температура начала равновесной реакции равна