Расскажите о взаимоотношениях между собой 2 факторов энтольпийного и энтропийного. какие их изменения благоприятствуют осущ прямого процессса

ОТВЕТ: Проиллюстрируйте примерами тот факт, что направление химического процесса зависит и от энтальпийного, и от энтропийного факторов.  Движущими силами образования растворов являются энтальпийный и энтропийный факторы. Энтропийным фактором объясняется самопроизвольное смешивание двух инертных, практически не взаимодействующих газов гелия и неона. Чем слабее взаимодействие молекул растворителя и растворенного вещества, тем больше роль энтропийного фактора в образовании раствора. Знак изменения энтропии зависит от степени изменения порядка в системе до и после процесса растворения. При растворении газов в жидкости энтропия всегда уменьшается, а при растворении кристаллов возрастает. Знак изменения энтальпии растворения определяется знаком суммы всех тепловых эффектов процессов, сопровождающих растворение, из которых основной вклад вносят разрушение кристаллической решетки и взаимодействие образовавшихся ионов с молекулами растворителя (сольватация) Энтропийный и энтальпийный факторы процесса. Если изменение энтальпии системы АН отражает в основном взаимодействие атомов в молекуле, стремление к объединению частиц в более крупные агрегаты, то изменение энтропии AS отражает противоположную тенденцию — стремление к. беспорядочному расположению частиц, к их дезагрегации. Переход системы в состояние с минимальной энергией возможен лишь тогда, когда AS — 0 если же АЯ = О, то система самопроизвольно переходит в наиболее неупорядоченное состояние.

12. В хим системах одновременно изменяется система энергии и степень её неупорядоченности. чем определяется движущая сила процесса в таком случае? Напишите и проанализируйте уравнение свободной энергии Гиббса.

ОТВЕТ: Записав уравнение в виде Δ H = Δ G + T Δ S, получим, что энтальпия реакции включает свободную энергию Гиббса и «несвободную» энергию Δ S · T. Энергия Гиббса, представляющая собой убыль изобарного (P = const) потенциала, равна максимальной полезной работе. Уменьшаясь с течением химического процесса, Δ G достигает минимума в момент равновесия (Δ G = 0). Второе слагаемое Δ S · T (энтропийный фактор) представляет ту часть энергии системы, которая при данной температуре не может быть превращена в работу. Эта связанная энергия способна лишь рассеиваться в окружающую среду в виде тепла (рост хаотичности системы). Итак, в химических процессах одновременно изменяются энергетический запас системы (энтальпийный фактор) и степень ее беспорядка (энтропийный фактор, не совершающая работу энергия). Знак Δ G определяет направление реального процесса. Однако для оценки осуществимости процесса обычно пользуются значениями стандартной энергии Гиббса Δ G ^°. Величина Δ G ^° не может использоваться в качестве критерия вероятности в эндотермических процессах со значительным возрастанием энтропии (фазовые переходы, реакции термического разложения с образованием газообразных веществ и др.). Такие процессы могут быть осуществлены за счет энтропийного фактора при условиях.

13. Назовите критерии протекания самопроизвольного процессов закрытой системе а) р,т= сonct; б)vт=const

ОТВЕТ: Критерием направленности самопроизвольного процесса в этих случаях является знак изменения энергии Гиббса dG или энергии Гельмгольца dА в системе.
Энергия Гиббса G = Н –ТS = U + рV –ТS.
Энергия Гельмгольца А = U – ТS, при этом G = f(р, Т); А = f(V,Т).
Уравнения также можно представить в виде: Н = G +ТS; U = А + ТS. Где величина ТS характеризует связанную с частицами системы энергию, т. е. ту часть полной энергии системы, которая рассеивается в окружающей среде в виде теплоты (так называемая потерянная работа). Энергия Гиббса (или энергия Гельмгольца) характеризуют ту часть полной энергии системы, которая может быть превращена в работу в изобарно-изотермическом (или в изохорно-изотермическом) процессе (так называемая полезная работа, совершаемая системой). Энергия Гиббса и энергия Гельмгольца являются функциями состояния системы, их абсолютные значения не поддаются вычислению.
В закрытой системе знак изменения энергии Гиббса является критерием направленности самопроизвольного процесса при проведении его в изобарно-изотермических условиях:
- при dG = 0 (G=Gmin, энергия Гиббса имеет минимальное значение) система находится в состоянии термодинамического равновесия;
- при dG < 0 (Ga Gmin, энергия Гиббса убывает) процесс самопроизвольно протекает в прямом направлении, т. е. термодинамически возможен;
- при dG > 0 (Ga Gmin, энергия Гиббса возрастает) самопроизвольно протекает только обратный процесс, прямой процесс термодинамически невозможен.
Стандартную энергию Гиббса химической реакции при Т = 298К можно рассчитать двумя способами: используя уравнение Гиббса-Гельмгольца: drGТ0 = dr НТ0 - ТdrSТ0, в которое нужно подставить указанное значение Т, и по стандартным энергиям Гиббса образования исходных веществ и продуктов реакции dfG2980.

14. Как влияет температура направление хим процесса? При каких температурах становится справедливым принципом Бертло-Томсена поясните.

ОТВЕТ: Направление химических реакций зависит от их характера. Так, условие (4.17) соблюдается при любой температуре для экзотермических реакций (DH <0) у которых в ходе реакции возрастает число молей газообразных веществ и, следовательно, энтропия (DS> 0). У таких реакций обе движущие силы (DH) и (DS) направлены в сторону протекания прямой реакции и DG <0 при любых температурах (табл. 4). Такие реакции самопроизвольно могут идти только в прямом направлении, то есть, являются необратимыми. Наоборот, эндотермическая реакция (DH> 0), в результате которой уменьшается число молей газообразных веществ (DS <0), не может протекать самопроизвольно в прямом направлении при любой температуре, так как всегда DG> 0. Если DH <0 и DS <0, то самопроизвольно может идти прямая реакция при низких температурах и обратная реакция при высоких температурах, поскольку DG <0 при Т <Три DG> 0 при Т> Т_{р •}Если DH> 0 и DS> 0, то самопроизвольно может идти прямая реакция при высоких температурах и обратная реакция при низких температурах, поскольку DG> 0 при Т <ТрDG <0 при Т> Т_р. Однако принцип Бертло - Томсена противоречит термодинамике и самому факту существования химического равновесия. Как было показано выше, в зависимости от соотношения между концентрациями реагирующих веществ реакция может самопроизвольно протекать как в прямом, так и в обратном направлениях. При этом в одном случае она будет сопровождаться выделением тепла, а в другом - его поглощением. Экзотермические реакции, например, образования сульфидов переходных металлов, при относительно низких температурах идут практически до конца, а при высоких температурах происходит диссоциация этих соединений. Принципу Бертло-Томсона также противоречит существование самопроизвольных процессов, сопровождающихся поглощением тепла, например, растворение многих солей в воде. Следовательно, величина изменения Δ H реакции не может служить мерой химического сродства. Такой мерой является величина Δ G, определяемая уравнением: Δ G = Δ H - T Δ S, где Δ H и Δ S - изменения энтальпии и энтропии реакции. При низких температурах или при реакциях, сопровождающихся малым изменением энтропии (реакции между конденсированными фазами или с небольшим изменением числа молей газов), вклад произведения T Δ S в величину Δ G невелик. Поэтому изменения энергии Гиббса и энтальпии реакции близки по величине и одинаковы по знаку, т.е. Δ G −∼ Δ H. В таких случаях принцип Бертло - Томсена позволяет сделать качественно правильные выводы. Этим объясняется то, что несмотря на его ошибочность указанным принципом в течение многих лет руководствовались в химии и в металлургии. При высоких температурах (и большие Δ S) разница между Δ G и Δ H может быть настолько большой, что знаки этих величин будут противоположными, и в этом случае принцип Бертло-Томсона приведет к ошибочным выводам.

15. Свободная энергия и полезная работа системы. Каким образом они связаны между собой?

ОТВЕТ: изменение внутренней энергии и энтальпии будет равно. тогда изменения свободной энергии процесса будет записываться так дельта G=ДЕЛЬТА H –TДЕЛЬТАS=Q-Aвнешн –TдельтаS, НО ТАК КАК Q=TдельтаS, ТО дельтаG=TдельтаS-Aвнеш –TдельтаS=Авнеш. ИЗ ЭТОГО СЛЕДУЕТ ЧТО ЕСЛИ СИСТЕМА ВЫПОЛНЯЕТ РАБОТУ НАД ВНЕШНЕЙ СРЕДОЙ В ХОДЕ обратимого процесса, то уменьшение свободной энергии системы равно полезной работе Авнеш в которую входит в том числе и хим превращение на полезную работу.таким образом изменение свободной энергии дельта G соответствует той части энтальпии, которая может быть превращена в полезную работу.

16. Почему в термодинамических справочниках приведена разность термодинамических функций, но абсолютные значения энтропии?

ОТВЕТ: Для многих веществ эти функции рассчитаны и приведены в справочных таблицах. Если абсолютное значение разности энтальпий реакций достаточно велико (300—400кДж), то в первом приближении температурной зависимостью можно пренебречь, так как теплоемкости измеряются в Дж/ (моль&#8729; К), а разности энтальпий—в кДж/моль, т.е. на 3 порядка выше. Для органических соединений в справочных таблицах часто приводится разность энтальпий горения этих веществ, рассчитанная для случая образования жидкой воды, так как обычно определения производятся в калориметрических бомбах, охлаждаемых по окончании опыта до комнатной температуры. Зная разность энтальпий сгорания, легко определить разность энтальпий образования органического вещества. Схема расчета приведена для общего случая горения органического вещества: Отсюда Атомы других элементов (Cl, N, S и т.д.), входящие в состав органической молекулы, при горении выделяются в молекулярном виде или в виде устойчивых оксидов (SO2, P2O5), так как горение происходит в атмосфере кислорода (3&#8729;105Па).