Следствия из закона Гесса

Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот образования (Δ H_f) продуктов реакции и исходных веществ, умноженных на стехиометрические коэффициенты (ν):

Первый закон термодинамики позволяет вычислить тепловой эффект реакции, но не может ответить на вопрос о возможности протекания данной реакции в данных условиях. Например, с точки зрения первого закона термодинамики переход тепла от холодного тела к более нагретому вполне допустим лишь бы при этом количество тепла, отданного холодным телом, равнялось количеству тепла, принятому более нагретым телом. Опыт же показывает, что такой процесс без вмешательства извне невозможен.

Второй закон термодинамики устанавливает направленность и условия протекания естественных процессов. Так же, как и первый закон термодинамики, он был выведен на основании экспериментальных данных.

Опыт показывает, что превращение теплоты в полезную работу в тепловых двигателях может происходить только при переходе теплоты от нагретого тела к холодному, то есть при наличии раз­ности температур между теплоотдатчиком (нагревателем) и теплоприемником (холодильником). При этом вся теплота не может быть превращена в работу.

Устройство, которое без компенсации полностью превращало бы в работу теплоту какого-либо источника, называется вечным двигателем второго рода.

Таким образом, второй закон термо­динамики утверждает, что создание вечного двигателя второго рода невозможно. Это одна из формулировок второго закона термодинамики. Другая формулировка второго закона термодинамики утверждает, что тепло нагретого тела невозможно полностью превратить в работу. Часть тепла должно быть передано холодному телу. Т.е. процесс превращения тепла в работу связан с необратимым рассеянием энергии. Мерой такого необратимого рассеяния энергии является энтропия. Для изотермических равновесных процессов изменение энтропии равно приведенному теплу.

Δ S =Q/T. Где Q тепловой эффект при постоянной температуре, например тепло, выделяемое при переходе воды из газообразного в жидкое состояние, а Т – температура, при которой происходит этот процесс. Другое определение энтропии заключается в том, что энтропия (S) – термодинамическая функция состояния, которая служит мерой беспорядка (неупорядоченности) системы. Возможность протекания эндотермических процессов обусловлена изменением энтропии, ибо в изолированных системах энтропия самопроизвольно протекающего процесса увеличивается? S > 0 (второй закон термодинамики).

Л. Больцман определил энтропию как термодинамическую вероятность состояния (беспорядок) системы W. Поскольку число частиц в системе велико (число Авогадро N_A = 6, 02•10²³), то энтропия пропорциональна натуральному логарифму термодинамической вероятности состояния системы W:

S=к*ln W

Размерность энтропии 1 моля вещества совпадает с размерностью газовой постоянной R и равна Дж•моль^–1•K^–1. Для химической реакции изменение энтропии аналогично изменению энтальпии

Δ S^°_{реакции}=Σ S^°_прод-Σ S^°_исх

В изолированных системах изменение энтропии может служить критерием самопроизвольного протекания процессов. Процессы в изолированной системе самопроизвольно протекают в направлении, приводящем к увеличению энтропии.

Для открытой системы критерием самопроизвольного протекания процессов является термодинамическая функция, которая называется свободная энергия Гиббса. G=H-T*S. Δ G= Δ H – T*Δ S. При этом процессы самопроизвольно протекают в направлении, соответствующем уменьшению Δ G. Для химической реакции изменение энтропии вычисляется изменению энтальпии

Δ G^°_{реакции}=Σ G^°_прод-Σ G^°_исх

Если Δ G=0, то система находится в равновесии. В этом случае, между концентрациями исходных веществ и продуктов реакции имеется соотношение, которое называется константой равновесия. Например, для реакции

аА + вВ=сС

константа равновесия может быть рассчитана по уравнению:

К=[C]^c/[A]^a[B]^b

Константа равновесия связана с энергией Гиббса реакции соотношением:

Δ G=RTlnK

СТРОЕНИЕ АТОМА И ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА