Понятие энергии Гиббса и химического равновесия
Характер изменения энергии Гиббса как одно из условий, определяющих возможность осуществления химического процесса. Взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном виде - движущая сила процесса гидролиза солей.
| Рубрика | Химия |
| Вид | статья |
| Язык | русский |
| Дата добавления | 18.10.2016 |
| Размер файла | 105,5 K |
Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже
Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.
Размещено на http://www.allbest.ru
Размещено на http://www.allbest.ru
Энергия Гиббса (или потенциал Гиббса) -- это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции.
Классическим определением энергии Гиббса является выражение:
G = U + PV - TS,
где U -- внутренняя энергия, P -- давление, V -- объем, T -- абсолютная температура, S -- энтропия.
Энергия Гиббса и возможность химического процесса:
Характер изменения энергии Гиббса позволяет судить о принципиальной возможности или невозможности осуществления процесса. Условием принципиальной возможности процесса является неравенство ДG < 0, Таким образом, самопроизвольно протекают реакции, если энергия Гиббса в исходном состоянии системы больше, чем в конечном. Увеличение энергии Гиббса ДG > 0 свидетельствует о невозможности самопроизвольного осуществления процесса в данных условиях.
Если ДG = 0, то система находится в состоянии химического равновесия.
Так как энергия Гиббса зависит от энтропии и энтальпии следующим образом:
ДG= ДН - TДS
где Н - энтальпия, S - энтропия, Т - температура, то самопроизвольному протеканию процесса способствуют уменьшение энтальпии и увеличение энтропии системы.
Если энтальпия и энтропия изменяются одновременно, то возможность процесса определяет либо энтальпийный, либо энтропийный фактор.
)-)
-237,25+(-137,14)-0-(-394,38)=19,99
>0, реакция невозможна.
Для того чтобы узнать, может ли протекать реакция при данной температуре (298к - нормальная температура), нужно вычислить энергию Гиббса (). Энергия Гиббса величина, которая показывает изменения энергии в ходе химической реакции и дающая таким образом ответ о возможности протекания химической реакции.
- энтальпия реакции - теплосодержание системы, которое является функцией состояния системы, т.е. не зависит от пути процесса, а зависит от начального конечного состояния системы, определяется по закону Гесса:
- энтропия - физическая величина, используемая для описания термодинамической системы, характеризует упорядоченность системы. ().
При >0 реакция не дает выигрыша в энергии, следовательно процесс протекания невозможен, при <0 реакция дает выигрыш в энергии, значит процесс протекания возможен.
Так как температура равна 298К, можно воспользоваться значениями из таблицы.
1) Al+3CaO=+3Ca
G(CaO)= -604,3 G=3G(Ca)+G()-G(Al)-3G(CaO)
G(FeO)= -244,3 G=-1582,3+3*604,3=230
G(CuO)= -134,4 Этот процесс невозможен , так как G>0
G()=- -1583,3 значит не происходит выигрыша в энергии
G(Fe)=0 2) 2Al+3FeO=+3Fe
G(Ca)=0 G=3G()+3G(Fe)-2G(Al)-3G(FeO)
G(Cu)=0 G=-1582,3+244,3*3= - 849,4
Этот процесс возможен, так как G<0, значит, происходит выигрыш в энергии.
2) 2Al+3CuO=+3Cu
G=G()+3G(Cu)-G(CuO)-3G(Al)
G=-1582,3+134,3*3= - 1179,4
Этот процесс возможен, так как G<0 значит, происходит выигрыш в энергии.
Реакции возможны с FeO и CuO.
Химическое равновесие -- состояние химической системы, в которой протекает одна или несколько химических реакций, причём скорости в каждой паре прямой-обратной реакции равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.
Принцип работы: если на систему воздействовать, то она противодействует.
Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняется закономерности, которая была высказана в общем виде в 1885 году французским учёным Ле Шателье.
Факторы, влияющие на химическое равновесие:
1) температура.
При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении -- в сторону экзотермической (выделение) реакции.
CaCO3=CaO+CO2 -Q t^ >, tv <
N2+3H2-2NH3 +Q t^ <, tv >
2) давление.
При увеличении давления химическое равновесие смещается в сторону меньшего объёма веществ, а при понижении -- в сторону большего объёма. Этот принцип действует только на газы, т. е. если в реакции участвуют твёрдые вещества, то они в расчёт не берутся.
CaCO3=CaO+CO2 P^ <, Pv >
1моль=1моль+1моль
3) концентрация исходных веществ и продуктов реакции.
При увеличении концентрации одного из исходных веществ химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции, а при понижении концентрации -- в сторону исходных веществ.
S+O2=SO2 [S],[O]^ >, [SO2]^ <
Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия
А) Давление увеличивается следовательно смещение химического равновесия происходит в сторону меньшего объема; равновесие смещается вправо.
Б) Никуда не смещается, так как объем одинаковый.
Гидролиз солей -- разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или (реже) молекулярном виде.
гидролиз химический гиббс электролит
=
HCl +
HOH
1) Na3 PO4+HOH=Na2HPO4+NaOH
3Na++PO4-3+HOH=2Na++HPO4-2+Na++OH-
PO43-+HOH=HPO42-+OH-
2) Na2HPO4+HOH=NaH2PO4+NaOH
2Na++HPO2-4+HOH=Na+H2PO-4+Na++OH
HPo42-+HOH=H2PO-4+OH-
3) NaH2PO4+H2O=NaOH+H3PO4
Na++H2PO4-+HOH=Na++OH-+H3PO4
H2PO4-+HOH=OH-+H3PO4
PH>7 щелочная среда
Kдиссоц.(NaOH)= 1,8*10-5
= 4,5*10-7
4) (NH4)2CO3+HOH= NH4HCO3+NH4OH
2NH4++CO#2-+HOH=NH4++HCO3-+NH4++OH-
NH4HCO3+HOH=NH4OH+H2CO3
NH4++HCO3-+HOH=NH4++OH-+2H++CO2-3
HOH=
Размещено на Allbest.ru
...Подобные документы
Основные особенности гидролиза, который приводит к образованию слабого электролита. Характеристика гидролиза солей в водном растворе. Значение гидролиза в химическом преобразовании земной коры. Развитие гидролиза в народном хозяйстве и в жизни человека.
конспект урока [124,7 K], добавлен 20.11.2011Взаимодействие соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита. Основные стадии гидролиза. Формы присутствия углекислоты в водах. Очистка воды, подаваемой на подпитку теплосети. Гидролиз коагулянта при наличии в воде гидрокарбоната кальция.
контрольная работа [573,1 K], добавлен 27.10.2013Расчетные методы определения рН. Примеры уравнений реакций гидролиза солей. Понятие и формулы расчета константы и степени гидролиза. Cмещение равновесия (вправо, влево) гидролиза. Диссоциация малорастворимых веществ и константа равновесия этого процесса.
лекция [21,7 K], добавлен 22.04.2013Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания, сильной кислоты и слабого основания, слабой кислоты и слабого основания. Количественные характеристики гидролиза. Подавление и усиление гидролиза солей. Факторы, влияющие на степень гидролиза.
реферат [73,9 K], добавлен 25.05.2016Анализ истории и причин возникновения кинетических теорий, их место в философских проблемах химии. Представление о свободной энергии Гиббса. Изучение закона действующих масс, методов термодинамики, теории активных соударений. Концептуальная система химии.
реферат [70,8 K], добавлен 19.03.2015Рассчет сродства соединений железа к кислороду воздуха при определееной константе равновесия реакции. Определение колличества разложившегося вещества при нагревании. Вычисление константы равновесия реакции CO+0,5O2=CO2 по стандартной энергии Гиббса.
тест [115,4 K], добавлен 01.03.2008Метод Гиббса. Термодинамическая система как коллектив - совокупность большого числа элементов однотипных подсистем. Стандартная поступательная сумма и стандартный химический потенциал. Молекулярная сумма состояний. Стандартное приращение энергии Гиббса.
реферат [61,3 K], добавлен 31.01.2009Определение константы равновесия реакции. Вычисление энергии активации реакции. Осмотическое давление раствора. Схема гальванического элемента. Вычисление молярной концентрации эквивалента вещества. Определение энергии активации химической реакции.
контрольная работа [21,8 K], добавлен 25.02.2014Понятие гидролиза как реакции обменного разложения веществ водой; его роль в народном хозяйстве, повседневной жизни. Классификация солей в зависимости от основания и кислоты. Условия смещения реакций обратимого гидролиза согласно принципу Ле Шателье.
презентация [411,8 K], добавлен 02.05.2014Понятие химического анализа. Теоретические основы количественного химического анализа. Требования к химическим реакциям. Понятие и суть эквивалента вещества. Понятие химического равновесия и законы действующих масс. Константы равновесия реакций и их суть.
реферат [36,0 K], добавлен 23.01.2009Вычисление термодинамических функций для молибдена в интервале температур 100-500К. Применение вещества, описание его физических и химических свойств. Расчет константы равновесия заданной химической реакции с помощью энтропии и приведенной энергии Гиббса.
курсовая работа [251,8 K], добавлен 18.02.2013Понятия химической кинетики. Элементарный акт химического процесса. Законы, постулаты и принципы. Закон сохранения энергии. Принцип микроскопической обратимости, детального равновесия, независимости химических реакций. Закон (уравнение) Аррениуса.
реферат [74,3 K], добавлен 27.01.2009Обоснование схемы движения материальных потоков, определение количественного состава продуктов, замер температуры и расчет теплового эффекта в зоне реакции по окислению аммиака. Изменение энергии Гиббса и анализ материально-теплового баланса процесса.
контрольная работа [28,0 K], добавлен 22.11.2012Особенности получения наночастиц серебра методом химического восстановления в растворах. Принцип радиационно-химического восстановления ионов металлов в водных растворах. Образование золей металла. Изучение влияния рН на величину плазмонного пика.
курсовая работа [270,7 K], добавлен 11.12.2008Составление ионных уравнений реакции. Определение процентной доли компонентов сплава. Вычисление изменения энергии Гиббса для химической реакции. Построение диаграммы состояния систем висмут-теллур. Определение состояния однокомпонентной системы.
контрольная работа [552,6 K], добавлен 09.12.2009Изучение процесса самопроизвольного изменения концентрации вещества на границе раздела фаз. Рассмотрение основных теорий адсорбции. Ознакомление с характеристиками обратного процесса - десорбции. Избирательная адсорбция ионов из раствора электролита.
презентация [5,1 M], добавлен 10.11.2015Определение и классификация солей, уравнения реакций их получения. Основные химические свойства солей, четыре варианта гидролиза. Качественные реакции на катионы и анионы. Сущность процесса диссоциации. Устойчивость некоторых солей к нагреванию.
реферат [12,9 K], добавлен 25.02.2009Характеристика химического продукта и методы его получения. Физико-химические основы процесса, описание технологической схемы, отходы производства и проблемы их обезвреживания. Перспективы совершенствования процесса получения химического продукта.
курсовая работа [2,1 M], добавлен 20.06.2012Определение объема воздуха необходимого для полного сгорания заданного количества пропана. Вычисление изменения энтальпии, энтропии и энергии Гиббса, при помощи следствий из закона Гесса. Определение молярных масс эквивалентов окислителя и восстановителя.
контрольная работа [23,1 K], добавлен 08.02.2012Определение теплоты сгорания этилена. Вычисление энергии Гиббса реакции и принципиальной ее возможности протекания. Расчет приготовления солевого раствора нужной концентрации. Составление ионного уравнения химической реакции. Процессы коррозии железа.
контрольная работа [103,6 K], добавлен 29.01.2014
