Общая химия. Семинарские и практические занятия. Торосян В.Ф - 71 стр.

UptoLike

ВУЗ: 

ТПУ | Томск

Составители: 

Рубрика: 

73
Одной из форм математической записи второго начала термодинамики
является равенство – неравенство Клаузиуса:
.
T
Q
S ≥Δ
24. Стандартное молярное изменение энтропии в химической реакции
определяется выражением
(
)
(
)
00 0
mm m
продукты реагенты .SS SΔ=Δ +Δ
25. Функция G является функцией состояния системы и называется
свободной энергией Гиббса или изобарно-изотермическим
потенциалом.
ДG = ДH T S.
−
⋅Δ
Это уравнение является одним из основных уравнений
химической термодинамики, так как связывает возможность протекания
химической реакции (
G
Δ
) с происходящими при этом
изменениями Н и S.
26. Величина
G
Δ
зависит от двух слагаемых, которые можно
рассматривать как два прямо противоположных фактора:
1. Энтальпийный фактор (ΔН) – характеризует стремление частиц
к объединению за счет образования более прочных связей, что приводит
к уменьшению энтальпии системы, т.е. значение ΔН < 0.
2. Энтропийный фактор (Т·ΔS) – отражает стремление частиц к
разъединению, к беспорядку, что приводит
к увеличению энтропии, т.е.
значение ΔS > 0. Этот фактор проявляется тем значительнее, чем выше
температура.
27. Свободная энергия Гиббса является критерием направленности
процесса и равновесия в неизолированной системе при изобарно-
изотермических условиях.
28. Реакция может протекать самопроизвольно только при условии
0.
GΔ<
29. Для системы, находящейся в состоянии динамического равновесия,
0
0.GΔ=
30. Энергия Гиббса является функцией состояния системы, изменение
энергии Гиббса (ΔG) для химической реакции можно рассчитывать,
используя следствие из закона Гесса :
прод. исх.
G= G G ,
ff
νν
′
Δ⋅Δ−⋅Δ
∑∑
где ΔG – изменение энергии Гиббса для химической реакции, кДж;

Страницы