Счет эквивалентного количества энергии, выделяющейся при окислении

Питательных веществ.

 

2. Стандартная энтропия S⁰₂₉₈ – это энтропия 1 моль вещества при н.у.

(табличные данные, размерность Дж/моль∙К). Пользуясь таблицей, можно количественно вычислять изменение энтропии в реакции при стандартных условиях.

Изменение энтропии реакции в стандартных условиях равно разности

Между суммой энтропий конечных веществ и суммой энтропий исходных

Веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.

S⁰_Р-ЦИИ= ∑(nS⁰)_КОН– ∑(nS⁰)_ИСХ
Стремление к минимуму энергии, которое при Р=const определяется

изменением энтальпии и называется энтальпийным фактором

Поскольку размерности Н и ∆S разные, то чтобы оценивать их влияние

S умножают на абсолютную температуру и произведение Т* S называют

Энтропийным фактором

Разность между энтальпийным и энтропийным факторами G = H – T∙ S

позволяет судить о возможности самопроизвольного протекания химического

процесса в данном направлении.

Величина G = H – T∙S называется энергией Гиббса (американский физик,

1874г.) или изобарно-изотермическим потенциалом.

Энергия Гиббса – это обобщенная функция состояния, учитывающая и

энергетику, и неупорядоченность частиц в системе при изобарно-

изотермических условиях.

Изменение энергии Гиббса в реакции можно рассчитывать в стандартных

условиях и в нестандартных.

Стандартное изменение энергии Гиббса в реакции равно разности между суммой стандартных энергий Гиббса образования конечных веществ и суммой стандартных энергий Гиббса образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:

G⁰_Р-ЦИИ= (n G⁰_ОБР)_КОН– ∑(n G⁰_ОБР)_ИСХ

В условиях, отличных от стандартных, G_Р-ЦИИвычисляют так:

1. Рассчитывают Н⁰_Р-ЦИИпо таблице в стандартных условиях, пользуясь следствиями из закона Гесса.

2. Рассчитывают S⁰_Р-ЦИИпо таблице в стандартных условиях и переводят в кДж/моль*К.

3. Выражают температуру в Кельвинах и подсчитывают G по формуле: G_Р-ЦИИ= Н⁰– Т∙ S⁰.

Энергия Гиббса является критерием возможности самопроизвольного

протекания процесса при р=const и T=const.

Наиболее важная формулировка II закона в химической термодинамике следующая: