Энергия Гиббса химической реакции

Объединив уравнения Δ Q = Δ U + p Δ V + Δ A * и Δ S = Δ Q / T, и учитывая, что Δ H = Δ U + p Δ V получим

Т Δ S = Δ H + Δ А * или Δ А * = – (Δ H – Т Δ S).

В термодинамике величину Δ H – Т Δ S = Δ G определяют как изменение энергии Гиббса. Энергия Гиббса (H – Т S = G) есть термодинамическая функция состояния системы, а ее изменение при химических взаимодействиях D G – энергиея Гиббса химической реакции.

Поскольку работа есть величина положительная, то система совершает работу над окружающей средой только в том случае, если энергия Гиббса будет меньше нуля (Δ G < 0). Таким образом, в закрытой системе самопроизвольно совершаются только те процессы, которые идут с уменьшением энергии Гиббса. Пределом этой убыли является минимальное значение G, отвечающее состоянию равновесия системы.

Если Δ G > 0, то процесс самопроизвольно протекать не может. В случае если Δ G = 0, т.е. Δ H = Т Δ S, то имеет место такое состояние, при котором реакция не идет ни в прямую, ни обратную сторону. Это состояние называется равновесным.

Из сказанного следует, что D G является критерием направления и предела самопроизвольного протекания изобарно-изотермического процесса. Из уравнения Δ G = Δ H – Т Δ S следует, что протекание самопроизвольной химической реакции зависит от двух факторов:

1) Δ H – стремление системы обладать минимальным запасом внутренней энергии;

2) Т Δ S – стремление системы принимать состояние с наиболее возможным беспорядком.

Энергия Гиббса образования химических соединений. Энергия Гиббса химической реакции D G, являясь изменением термодинамической функции состояния системы G, может быть вычислена по разности

.

Стандартной энергией Гиббса образования химического соединения D G °_обр называют энергию Гиббса реакции образования одного моля этого соединения, находящегося в стандартном состоянии, из соответствующих простых веществ, также находящихся в стандартных состояниях и термодинамически устойчивых при данной температуре фазах и модификациях.

Реакции, которые протекают только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных реагирующих веществ в конечные вещества, называются необратимыми. Необратимых реакций не так много. Большинство реакций являются обратимыми. Обратимыми называются такие реакции, которые одновременно протекают в двух взаимно противоположных направлениях.

Таким образом, химическая термодинамика отвечает на вопросы:

− о возможности протекания реакции самопроизвольно в нужном направлении;

− сколько при этом выделится энергии;

− когда процесс закончится, т.е. наступит равновесие;

− если процесс самопроизвольно протекать не может, то сколько необходимо подвести энергии или какие необходимо создать условия (температура, давление, концентрация и другие факторы) для его протекания.

Химическая (равновесная) термодинамика не отвечает на вопрос о скорости процесса.