Направление протекания реакций

<24 25 262728 29 30 >

Рассмотрим возможность самопроизвольного протекания химической реакции в зависимости от знака энтальпийного и энтропийного членов в выражении изменения свободной энергии. Если изменение свободной энергии меньше нуля, то реакция протекает самопроизвольно (экзоэргоническая реакция). Если ∆G = 0, начальные и конечные состояния могут существовать в равновесии. Если же изменение свободной энергии больше нуля, самопроизвольное протекание реакции невозможно (эндоэргонические реакции). Самопроизвольно протекает обратная реакция. А так как, изменение свободной энергии выражается через изменения энтальпии и энтропии (в предположении, что они не зависят от температуры), то их знаки будут определять знак ∆G. В ниже рассмотренных примерах принимается, что парциальные давления всех газообразных участников реакций равны по одной атмосфере, т.е. ∆G_г=∆G°_г. В этом случае можно использовать в расчётах стандартные изменения энтальпии и энтропии. Возможны четыре случая.

Если ΔH < 0 и ΔS > 0, то всегда ΔG < 0 и реакция возможна при любой температуре.

Если ΔH > 0 и ΔS < 0, то всегда ΔG > 0, и реакция с поглощением теплоты и уменьшением энтропии невозможна ни при каких условиях.

Если ΔH < 0 и ΔS < 0, то реакция возможна при низких температурах: ΔG = ΔH - ΔS∙T< 0, - ΔS∙T< - ΔH, T< ΔH / ΔS

Если ΔH > 0 и ΔS > 0, то реакция возможна при высоких температурах: ΔG = ΔH - ΔS∙T< 0, ΔS∙T> ΔH, T>ΔH / ΔS

Примеры:

1.	ΔH < 0, ΔS > 0 ΔG < 0	C₂H₅–O–C₂H₅ + 6O₂ = 4CO₂ + 5H₂O (реакция возможна при любой температуре)
2.	ΔH > 0, ΔS < 0 ΔG > 0	2 НС1_Г = Н_2,г + С1_2,г (реакция невозможна при любой температуре)
3.	ΔH < 0, ΔS < 0 ΔG > 0, ΔG < 0	N₂ + 3H₂ = 2NH₃ (возможна при низкой температуре, T< ΔH / ΔS)
4.	ΔH > 0, ΔS > 0 ΔG > 0, ΔG < 0	N₂O_4(г) = 2NO_2(г) (возможна при высокой температуре, T>ΔH / ΔS).

Следует отметить, что стандартные величины образования изобарно-изотермического потенциала простых веществ (так же как и стандартные энтальпии образования простых веществ) принимаются равными нулю. Пример: Δ_fG⁰(H₂) = 0. Химические реакции обычно протекают в закрытой системе, обменивающейся с внешней средой энергией. Следовательно, свободная энергия Гиббса является критерием протекания химического процесса. Мерой химического сродства является убыль G, т.е. –ΔG. Чем ΔG меньше нуля, тем дальше система от состояния химического равновесия, тем более она реакционноспособна. В организме человека и животных протекание эндоэргонических реакций возможно лишь тогда, когда они сопряжены с экзоэргоническими реакциями.

Фазовые переходы

Фазовые переходы – это процесс скачкообразного изменения плотности и энтропии вещества. При этом выделяется или поглощается теплота фазового перехода. Примеры: испарение, плавление и обратные им процессы – конденсация, кристаллизация, а также полиморфные превращения. Полиморфизм – способность некоторых веществ одного и того же химического состава иметь различные кристаллические структуры (полиморфные модификации). Например, полиморфные модификации углерода: алмаз, графит, карбин. На Рис.6.1. представлен график изменения энтропии вещества в зависимости от температуры. При температурах фазовых переходов наблюдаются отрезки прямых параллельных оси ординат, которые соответствуют переходу вещества из кристаллического в жидкое (D_mS), а из жидкого в газообразное состояние (D_vS). При этом агрегатные состояния веществ находятся в равновесии и их энергии Гиббса равны и, поэтому изменение энергии Гиббса равно нулю (DG = 0). Тогда, DG = DН-ТDS =0 или DН = ТDS.