Page 22 - 130
P. 22

21

                                                G=U–TS+PV=H–TS=F+PV.                                     (1.18)
                      Із наведених вище співвідношень при р, T=const витікає:
                                                       −G=W´;        W '   dG.                       (1.19)
                      Із виразу G=H–TS виходить, що функція G є вільною енергією ізобарного
               процесу. Самочинно процес протікає в сторону зменшення енергії Гіббса. При
               постійній температурі Т =0:
                                                              G = H – TS.                             (1.20)
                      Абсолютні значення термодинамічних потенціалів обчислити неможливо,
               тому при протіканні процесу визначають їх зміну (в Дж/моль). Значення F  і
               G  табулюються  для  стандартних  умов  і  називаються  стандартними  змінами
               енергії Гельмгольца (Fº 298) і енергії Гіббса (Gº 298).
                      Для хімічної реакції справедливе:
                      Gºхім.реакції=Gºпрод.реакції − Gºвих.речовин,

                      що аналогічно визначенню, наприклад ,ентальпії хімічного процесу.
                      Таким чином, для хімічної реакції:
                                                        аA + вВ = сС + dD
                      можна записати:
                      1)     G  =  0;  система  знаходиться  в  динамічній  рівновазі,  тобто,
               швидкості реакції  в прямому  і в зворотному напрямку рівні.
                      2)     G < 0; реалізується самочинний процес в прямому напрямку;
                      3)     G > 0; реалізується самочинний процес в зворотному напрямку.
                      Підсумовуючи  вищесказане,  можна  зробити  висновок,  що  визначення
               знаку  G  дає  змогу  без  експеримента  встановити  напрямок  даної  хімічної
               реакції. Відповідно для цього потрібно знати значення H, S і Т, так як

                G =  H – TS.
                      В табл.1.1 представлені залежності властивостей реакції від знаку зміни
               вільної енергії:
               Таблиця 1.1 − Напрямок хімічних реакцій різних типів
               H  S  G                          Властивості реакції           Приклади
                                                   пряма реакція                 СН 4(г)+2О 2(г)= СО 2(г)
                −     +  Завжди негативна  самочинна при всіх                    +2Н 2О(г)
                                                   температурах                  2Н 2О 2(г) = 2Н 2О(г)+О 2(г)
                                                   Самочинний                    3О 2(г)= 2О 3(г)
                +     −  Завжди позитивна
                                                   зворотній процес              N 2(г)+2O 2(г)=2NO 2(г)
                                                   Пряма реакція
                          G< 0 при                самочинна при
                          низьких
                −     −  температурах;             низьких і                     СаО(к)+СО 2(г)=СаСО 3(к)
                                                   несамочинна при               3Н 2(г)+N 2(г)=2NH 3(г)
                          G>0 при високих         високих
                          температурах
                                                   температурах.
                          G>0при низьких  Пряма реакція не
                          температурах             самочинна при                 СaCO 3(т)=СаО(т)+СО 2(г)
                +     +
                          G<0 при високих  низьких і самочинна                  N 2O 4(г)=2NO 2(г)
                          температурах             при високих
   17   18   19   20   21   22   23   24   25   26   27