Page 32 - 4707

Для ізохорно-ізотермічних процесів Гельмгольцем
(1882 р.) введено іншу функцію – енергію Гельмгольца
(ізохорно-ізотермічний потенціал) і позначено F:
F = U – TS (1.23)

Абсолютні значення термодинамічних потенціалів
обчислити неможливо, тому при проходженні процесу
визначають їх зміну. Значення F і G табулюються для
стандартних умов і називаються стандартними змінами
0 0
енергії Гельмгольца (F 298) і енергії Гіббса (G 298).
Для хімічної реакції аA + вВ ↔ сС + dD енергію
Гіббса можна обчислити за рівнянням:

0
0
0
0
0
G хім.реакції = [cG (C) + dG (D) ] − [aG (A) + bG (B)].

Якщо:
 G = 0; система перебуває в динамічній
рівновазі, тобто, швидкості реакції в прямому
і в зворотному напрямку рівні;
 G < 0; реалізується самочинний процес у
прямому напрямку;
 G > 0; реалізується самочинний процес у
зворотному напрямку.
Підсумовуючи вищесказане, можна зробити
висновок, що визначення знаку G дає змогу без
експерименту встановити напрямок протікання хімічної
реакції. Відповідно для цього необхідно знати значення H,
S і Т, оскільки
G = H – TS.

На рис. 1.5 представлено співвідношення між
термодинамічними функціями системи та основними
параметрами стану:

30