Изобарно – изотермический потенциал (ИИП) или энергия Гиббса

Большинство химических реакции протекает в изолированных системах, поэтому необходимо учитывать и ΔН, и ΔS. Чтобы их сопоставить, нужно перейти к одинаковым единицам.

ΔН – энтальпийный фактор

 Т ΔS – энтропийный фактор

Функция, связывающая оба фактора, называется  энергией Гиббса или изобарно – изотермический потенциал:

Δ G _х.р = ΔН_{х.р ·}10³ - ТΔ S _х.р.

Это выражение получило название объединенного закона термодинамики.

Энергия Гиббса — это та часть энергетического эффекта химической реакции‚ которую можно превратить в работу. Поэтому она называется свободной энергией.

Энтропийный фактор ТΔ S превратить в работу нельзя — это та часть энергии которая рассеивается в виде тепла (связанная энергия).

Изменение энергии Гиббса системы при образовании 1 моль вещества при стандартных условиях называется стандартной энергией Гиббса Δ G °₂₉₈.

эти данные приведены в таблицах.

Δ G является функцией состояния. К ней применимо следствие из закона Гесса:  = ⅀        

 

ЗАПОМНИ! Δ G – критерий самопроизвольного протекания процесса.

                Если Δ G <0, то самопроизвольно протекает прямая реакция,

                          Δ G =0 – состояние химического равновесия,

                          Δ G >0, то возможна обратная реакция, прямая самопроизвольно не пойдет.

Большое отрицательное значение Δ G свидетельствует, что система обладает высокой реакционной способностью.

Температура, при которой система находится в равновесии называется температурой равновесия Тр. Объединенный закон дает возможность рассчитать Т_{равновесия}

Зависимость между энергией Гиббса и const равновесия реакции имеет вид:

p

Если подставить коэффициент перехода от ln к lg, то ln = 2,3 lg, R = 8,31Дж/к. Тогда получим:

                                                               -   ^. 1000

 = -19,15 Т lg К_р                      К_{р =} 10  ^{2,3 R Т}

                                                                            R = 8,31Дж/К.

Ø К_р > 1 - равновесие сдвинуто в прямую сторону.

Ø К_р < 1 - равновесие сдвинуто в сторону обратной реакции.

Ø К_р = 1 – состояние равновесия.

Можно вывести следующие закономерности:

Если ΔН < 0 и Δ S > 0, то реакция протекает при любой реальной температуре

(всегда Δ G < 0).

Если ΔН < 0 и Δ S < 0, то реакция самопроизвольно протекает (т.е. Δ G < 0) при

температурах ниже температуры равновесия.

Если ΔН > 0 и Δ S > 0, то реакция самопроизвольно протекает (т.е. ΔG < 0) при

температурах выше температуры равновесия.

Если ΔН > 0 и Δ S < 0, то реакция не протекает ни при какой реальной температуре (всегда Δ G > 0).

Задача. Определить К_р  при Т = 400 К для реакции:

                   N ₂ O _4(Г) → 2 NO _2(Г)

Решение: υ     1          2               [моль]

             ΔН 9.66     33.5           [кДж/моль]

             Δ S  304.3     240.45      [Дж/(К*моль)]

Рассчитаем ΔН и Δ S в ходе этой реакции:

 ΔН = 2*33,5 – 9,66 = 57,34 К Дж

Δ S = 2*240,45 – 304,3 = 176,6 Дж/К

Для Т = 400К имеем:

Δ G = ΔН – ТΔ S =57,34 * 10³ -400 * 176,6 = - 13,3 к Дж

К_р = 10^1,74 = 54,3

Задача. Возможно ли осуществить восстановления железа по реакции при стандартных условиях:

                         Fe ₂ O _3(т)  + 3Н_2(г) → 2 Fe _(т) + 3Н₂О_(г)

Решение: υ            1          3            2             3              [моль]

                 -822        0            0        -285,8          [к Дж/моль]

                  87      103,5     2,27        70,1           [Дж/(К*моль)]

ΔН_х.р = 3*(-285,8) + 822 = -35,4 к Дж

Δ S _х.р  = [2*2,27 + 3*70,1] – [87 + 3*130.5] = 213.8 Дж/к

 = -35,4*10³ – 298*213,8 = 28,34 к Дж

Δ G >0 ⟹ данный процесс при стандартных условиях невозможен.