Реакция химическая свободная энергия

Любой реакции присуще свойство самопроизвольно смещаться к равновесию. Это утверждение ничего не говорит о скорости, с которой реакция может достигать положения равновесия, оно указывает только на наличие движущей силы в направлении к равновесию. Эта движущая сила химической реакции измеряется свободной энергией реакции. Изменение свободной энергии представляет собой количество энергии, которая может быть израсходована для выполнения работы или служить движущей силой химической реакции. На рис. 17-1 изображена гидростатическая аналогия свободной энергии реакции перепад уровней воды между резервуаром и сливным сосудом имитируют изменения свободной энергии AG. [c.93]

Состояние равновесия, как обычно в химических реакциях, определяется свободной энергией АР, которая связана с термодинамической константой равновесия следующим соотношением [c.247]

Для химической реакции убыль свободной энергии может быть установлена по величине максимальной работы. Для реакции [c.18]

Сопряжение химических реакций в открытой системе делает возможным протекание эндергонических реакций, запрещенных в замкнутых системах, так как при этих реакциях возрастает свободная энергия. Мы уже встречались с такого рода процессами — в частности, при образовании белковых цепей. Образование каждой пептидной связи происходит с выделением одной молекулы воды. Так как в клетке вода содержится в избытке, должна превалировать обратная реакция гидролиза пептидных связей. Но, как мы видели, поликонденсация сопряжена с экзергонической реакцией расщепления АТФ (см. гл. 8), и функция диссипации в целом положительна. Сопряжение эндергонических процессов с гидролизом АТФ имеет общее значение в биологии. Посредством сопряжения реализуется универсальная роль АТФ как донора свободной энергии, необходимой для протекания эндергонических процессов. Если бы клетки и организмы были изолированными системами, АТФ не могла бы играть этой роли. [c.316]

Химический потенциал любой из упомянутых реакций соответствует свободной энергии процесса независимо от того, участвуют лн в реакции вещества, обладающие металлической проводимостью, или они являются диэлектриками или полупроводниками. [c.71]

Рогачев С.Г. Аналитическая зависимость коэффициента скорости химической реакции от свободной энергии Гиббса. - Физика и химия, г. L/I, te 3, .586-590. [c.99]

Значение геометрии переходных (активированных) комплексов для кинетики органических реакций видно из следующих соображений. Как известно, согласно теории абсолютных скоростей реакций константы скорости реакции, а следовательно, и скорость реакции определяются свободной энергией активации, для вычисления которой- (так же как и в любом химическом процессе или состоянии) [c.335]

Частным случаем изменения свободной энергии, сопровождающего химическую реакцию, является свободная энергия образования химического соединения, представляющая собой изменение свободной энергии, которое сопровождает образование 1 моля соединения из элементов, находящихся в стандартных состояниях. Свободные энергии образования элементов в их стандартных состояниях условно принимаются равными нулю. Стандартные свободные энергии образования большого числа химических соединений при 298° К (25° С) и других температурах известны, и, поскольку эти энергии можно складывать и вычитать, так же как теплосодержания, их можно использовать для вычисления стандартных изменений свободной энергии, сопровождающих реакции, которые включают эти соединения, и, таким образом, предсказывать, пойдет ли данная реакция. Поясним это следующим примером. [c.157]

Хемилюминесцентные индикаторы. Во многих химических реакциях выделяется свободная энергия, большей частью в виде тепла. Известны случаи, когда часть энергии выделяется в виде света. Это явление называется хемилюминесценцией. Пример свечение белого фосфора, связанное с его медленным окислением. Хемилюминесценция веществ, применяющихся как индикаторы, наблюдалась впервые в 1928 г. В последнее время наиболее часто применяется люминол (гидразид аминофталевой кислоты). В реакции этого вещества с перекисью водорода в щелочной среде в присутствии некоторых катализаторов, например солей меди, наблюдается свечение. [c.266]

Вместе с тем анализ адгезионного взаимодействия по аналогии с адсорбцией в ряде случаев позволяет установить некоторые общие закономерности межфазных процессов и выявить факторы, ответственные за их проявление. Из общих соображений следует, что свободная энергия макромолекулярных цепей единственной конформации, закрепленных единичными точками на поверхности субстрата вследствие протекания химической реакции, определяется свободными энергиями изолированной цепи единственного закрепленного локального участка р2 и участка между местами закрепления [c.104]

Напомним некоторые важные следствия. Согласно второму началу термодинамики, физический или химический процесс самопроизволен (т.е. протекает без поглощения системой внешней работы) только в том случае, когда свободная энергия системы уменьшается, т.е. когда Д<3<0. Следовательно, реакция протекает самопроизвольно только тогда, когда сумма свободных энергий образования конечных веществ меньше суммы свободных энергий исходных веществ, т.е. когда АО отрицательна. (Это условие справедливо только для свободной энергии реакции, а не для энтальпии реакции.) Знание свободной энергии реакции AG является надежным критерием для предсказания возможности протекания определенной реакции в данных j словиях. [c.158]

Эндергонические и экзергонические реакции. Изменения свободной энергии в ходе реакции AG = ДЯ - Tis.S служат критерием спонтанного протекания химической реакции. Например, возможны три варианта протекания реакции А- В [c.113]

Нормальное существование растения, как и любого другого представителя живого мира, возможно лишь при непрерывном поступлении в него энергии извне. В настоящее время доказано, что все виды населяющих Землю живых существ используют одну и ту же форму энергии. Это энергия химических связей, удерживающая атомы в молекуле, или так называемая химическая (свободная) энергия. С потреблением химической энергии связано любое проявление жизни на нашей планете. В соответствии с I и И законами термодинамики все реакции, идущие в направлении равновесия или по градиенту, влекут за собой уменьшение общего количества химической энергии системы и возрастание энтропии. [c.90]

Эти процессы не могут идти самопроизвольно, они протекают за счет сопряжения с другими химическими реакциями, изменение свободной энергии которых отрицательно. Объединив первую и последнюю реакции, можно записать АТФ 4- глюкоза -> АДФ 4 глюкозо-6-фосфат. Складывая изменения свободной энергии реакций при их [c.18]

Хотя, согласно второму закону, Ф > О, мы видим, что Ф<.vA. Другими словами, часть химической свободной энергии, которая могла бы рассеиваться в несопряженных реакциях, будет сохраняться. В более общем случае для транспортного процесса, рассмотренного в разд. 2.4, диссипативная функция принимает вид [c.26]

При стандартных условиях (давление 1 атм, температура 25"С или 298 К и pH 7,0) каждая химическая реакция характеризуется свободной энергией, вычисляемой по формуле (в состоянии равновесия AG = 0) [c.40]

Изменение свободной энергии при химических реакциях. Стандартная свободная энергия. Изменение свободной энергии при каждой данной реакции зависит от начального и конечного состояния веществ, участвующих в реакции, например от их концентраций или давлений. Так, изменение своб( ной энергии при том или ином взаимодействии газообразного аммиака при 0,5 ат отлично от изменения свободной энергии при такой же реакции аммиака в водном растворе. Для реакции, в которой участвуют идеальные газы, например [c.102]

Гиббс ввел понятие свободная энергия . (Необходимость введения этого понятия была обусловлена тем, что измерить изменение величины свободной энергии легче, чем измерить изменение энтропии.) Любая химическая реакция сопровождается изменением свободной энергии системы. Изменение теплосодержания строго соответствует уменьшению свободной энергии и увеличению энтропии. Поскольку обычно самопроизвольные реакции сопровождаются выделением теплоты, то теплосодержание системы при протекании таких реакций уменьшается. Однако в некоторых, хотя и считанных случаях изменение свободной энергии и энтропии бывает таким, что теплосодержание системы увеличивается, и тогда самопроизвольная реакция идет с поглощением энергии. [c.113]

Скорость, с которой меняется свободная энергия при изменении концентрации отдельного вещества, называется химическим потенциалом системы, и Гиббсу удалось показать, что именно химический потенциал является движущей силой химических реакций. Химическая реакция идет самопроизвольно от точки с высоким химическим потенциалом к точке с низким химическим потенциалом, подобно тому как теплота самопроизвольно передается от точки с высокой температурой к точке с низкой температурой. [c.113]

Немецкий физик Вальтер Германн Нернст (1864—1941) применил принципы термодинамики к химическим реакциям, происходящим в электрической батарее. В 1889 г. он показал, что, используя характеристики полученного тока, можно рассчитать изменение свободной энергии, обусловленное химической реакцией, в результате которой появляется ток. [c.117]

Аналогичным образом определяются и вычисляются изменения свободной энергии и энтропии, связанные с химической реакцией. Так, AG определяется как разность между свободной энергией Гиббса продуктов реакции и исходных веществ нри стандартных условиях. Стандартное изменение энтропии AS связано с AG и АН соотношением [c.44]

Образование свободных радикалов может происходить в процессе распада вещества при нагревании, освещении, под действием ядерных излучений, от сильных механических воздействий, при электроразряде и т. д. Свободные радикалы рождаются также в процессе самых разнообразных химических превращений. Энергия активации реакций с участием ионов также н значительна (0—80 кДж/моль). Для осуществления же реакций непосредственно между молекулами обычно требуется высокая энергия активации, поэтому такие реакции весьма редки., [c.199]

Из курса физической химии известно, что термодинамическая вероятность протекания химических реакций, независимо от того, являются они или нет термическими или каталитическими (поскольку катализатор не влияет на равновесие реакций), определяется знаком и величиной изменения свободной энергии Гиббса А2. [c.9]

Очевидно, что при термолизе углеводородного сырья будут разрываться в первую очередь наиболее слабые связи и образовываться продукты преимущественно с меньшей свободной энергией образования. Таким образом, термодинамический анализ позволяет прогнозировать компонентный состав и подсчитать равновесные концентрации компонентов в продуктах реакций в зависимости от условий проведения термических, а также каталитических процессов. Однако, компонентный состав и концентрации продуктов химических реакций в реальных промышленных процессах не всегда совпадают с результатами термодинамических расчетов. [c.15]

Изменение свободной энергии процессов взаимодействия в каталитической реакционной системе должно быть менее отрица — те ьно, чем изменение свободной энергии катализируемой реакции, то есть соединения реагирующих веществ с катализатором должны быть термодинамически менее прочными, чем продукты реакции (ес1 и это требование не соблюдается, катализатор быстро выходит из строя, образуя нерегенерируемое прочное химическое соединение). [c.88]

Каким образом катализатор может влиять на химическую реакцию Если принять, что катализатор в заметной степени при реакции не расходуется, то термодинамически можно показать, что его роль в реакции не заключается в изменении точки равновесия, а сводится к ускорению достижения равновесия. Однако в большинстве химических систем имеются метастабильные состояния, обладающие свободной энергией, промежуточной между свободной энергией реагирующих веществ и состоянием равновесия. Мы можем приписать специфичность катализатора его свойству увеличивать скорость достижения одного из таких промежуточных состояний, а не общему ускорению в направлении достижения состояния с наименьшей энергией. Так как катализатор влияет на скорость реакции и не влияет на состояние равновесия, невозможно дать общее кинетическое описание поведения катализаторов. Болес полно проанализировать поведение катализатора можно, только зная конкретный механизм, по которому протекает данная реакция. Однако целесообразно провести классификацию катализаторов по строению и связанному с ним действию катализаторов на тип реакций, протекающих по данному механизму. Для твердых тел обычно принимают следующую классификацию [c.531]

Касаясь вопроса о возможной активности данного катализатора, важно заметить, что само по себе существование химически ненасыщенных центров на поверхности твердого вещества еще не гарантирует каталитической активности. Если эти активные центры обладают достаточно большой свободной энергией, они будут стабилизироваться за счет образования перманентных химических связей либо с реагирующими веществами, либо с любыми примесями, что эквивалентно отравлению катализатора . Для того чтобы обладать эффективными каталитическими свойствами, ненасыщенные (или активные) центры должны образовывать слабые или лабильные связи с реагирующими веществами. Это — веское обоснование каталитических свойств воды (действующей как растворитель), заключающихся в облегчении протекания ионных реакций. [c.532]

А. Связь между скоростью реакции и свободной энергией. Скорость реакции вблизи равновесия. Движуш,ей силой химической реакции в изотермических условиях является разность свободных энергий реагентов и продуктов реакции. В равновесии эта разность равна нулю. Хотя это обстоятельство ничего не говорит о том, будет ли происходить реакция, оно показывает, что если реакция будет осуш,ествляться, то она пойдет п направлении понижения свободной энергии системы. Поэтому ваншо выяснить, может ли термодинамика дать какую-нибудь связь между скоростью и изменением свободной энергии. Подобное исследование было проведено Пригожиным с сотрудниками [251, расширено Майнсом с сотрудниками [24] и привело к следун щим результатам. (Вывод, приведенный здесь, отличается от предлогкенного этими авторами, и результаты имеют более обш,ий вид.) [c.71]

После того как произойдет зарядка свинцового аккумулятора, его можно перезарядить, приложив к нему внеишее напряжение, которое превысит его собственную э. д. с., т. е. 2 В в расчете на каждый элемент батареи. Это приводит к обращению реакций, указанных в подписи к рис. 19-7, в результате чего сульфат свинца превращается в свинец и оксид свинца. Если бы по мере разрядки аккумулятора сульфат свинца осаждался на дно бака, обратная реакция оказалась бы невозможной. Однако этого не происходит сульфат свинца остается на свинцовой решетке, готовый к обратному превращению. Это и делает свинцовую аккумуляторную батарею удобным устройством для запасания электрической энергии в форме химической свободной энергии. [c.170]

Эта энергия расходуется организмом на выполнение полезной работы. В частности, энергия, выделяемая при окислении глюкозы, используется на осуществление реакций, требующих затраты энергии. Один из вариантов такого сочетания реакций схематически изображен на рис. 18.8. В рассматриваемом процессе важную роль играет адено-зинтрифосфат (АТФ)-очень энергоемкая молекула. Когда АТФ превращается в несколько менее энергоемкую молекулу аденозиндифосфата (АДФ), вьщеляется энергия, которая расходуется на осуществление других химических реакций. Вьщеляемая при окислении глюкозы энергия частично идет на превращение АДФ обратно в АТФ. Взаимные превращения АТФ-АДФ используются в организме как способ запасания энергии и ее высвобождения для проведения необходимых реакций. Сочетание реакций, когда свободная энергия, выделяемая в одной из реакций, расходуется на проведение другой реакции, происходит при обязательном участии катализаторов, роль которых выполняют ферменты. В гл. 25, посвященной биосфере, мы рассмотрим энергетические соотношения в живых системах более подробно. [c.192]

Результаты своей работы Эванс и Поляни формулировали следующим образом исходя из некоторых допущений для реакций А, В,. . ., получены линейные соотношения между значениями химических свободных энергий RTlgK , RTlgK ,. . ., RTlgk , RT к ,. . ., теплотами реакций Н ,. . ., энергиями активации Q ,, . .. для всех возможных комбинаций этих величин [65, с. 1359]. [c.158]

Пользуясь этим уравнением, мо кно рассчитать э. д. с, хи.мических источников тока. Для этого необходимо рассчитать убыль свободной энергии токообряяующего процесса, протекающего в химических источниках тока, равную разнслти свободной энергии продуктов реакции и свободной энергии исходных веществ. Э. д. с. химических источников тока. можно также рассчитать, пользуясь уравнением Гиббса — Гельмгольца [c.476]

Результаты своей работы Эванс и Поляни формулировали следующим образом исходя из некоторых допущений для реакций А, В,. . ., получены линейные соотношения между значениями химических свободных энергий RTlgK , RT gK ,. ..,RT gk , RT g к ,. . ., теплотами реакций Н , .. ., энергиями акти- [c.158]

Косвенные измерения теплот реакций. Точные величины изменений энтальпии, сопровождающих физические или химические изменения состояния, могут быть также получены из температурного коэфидиента изменения стандартной свободной энергии, соответствующего данной реакции. Для этого в случае химической реакции изменение свободной энергии выражают либо в, виде наблюдаемой константы равновесия, либо в виде электродвижущей силы, найденной для данной реакции. Затем, пользуясь меходами, описанными в гл. VI, получают искомую теплоту реакции или теплоту образования из найденной зависимости К или Е от абсолютной температуры. [c.50]

Катализ — ускорение химических реакций за счет катализаторов. Катализаторы ускоряют химические реакции, понижая свободную энергию активации. Энергией активации называется количество энергии, необходимое для перевода при данной температуре всех молекул одного моля вещества в активированное состояние. Активированное состояние молекул — это такое состояние, при котором создается возможность разрыва или образования новой химической связи, ведущей к появлению продукта (продуктов) рейкцин. [c.107]

Любую химическую реакцию арак еризуют изменением стандратной свободной энергии АЙ , исходя hS величин константы равновесия реакции (см. Свободная энергия). [c.207]

Из уравнений (IV. 10) —(IV. 13) видно, что характеристикой, наиболее полно определяющей химическую реакцию, является свободная энергия активации, а не потенциальная энергия. Следует напомнить, что о термодинамической функции АО можно говорить только при установлении в системе статистического равновесия. Этому условию отвечают строго исходное и конечное состояния реагирующей системы, а также переходное состояние с учетом ранее сделанных допущений (см. гл. IV, 1 и 2). Теоретический анализ применимости понятий свободная энергия и энтропия ко всем конфигурациям, которым отвечают точки поверхности потенциальной энергии, сейчас отсутствует. Тем не менее в настоящее время находит распространение такой способ описания химической реакции, когда состояние реагирующей системы передается движением точки не по потенциальной поверхности, а по поверхности свободной энергии [10, 16, 17]. Традиционное рассмотрение химических реакций удобно при изучении поведения единичной пары реагирующих частиц А и В и обычно применяется при описании газофазных реакций. Свободная энергия и энтропия в отличие от потенциальной энергии характеризуют лищь статистические ансамбли частиц. С помощью этих функций можно более полно описать поведение реагирующих частиц в растворе, когда каждая из частиц связана с большим числом молекул растворителя. [c.148]

Уравнение Гаммета также выполняется благодаря существованию принципа ЛСЭ, описывая связь между свободными энергиями активации реакции и свободными энергиями ионизации в ряду мета- и геара-замещенных бензола, т. е. между двумя различными по физико-химической природе процессами. В этом уравнение Гаммета аналогично соотношению Бренстеда [11], устанавливающему связь между каталитической активностью кислоты или основания в той или иной реакции и значениями их констант ионизации [c.287]

Так, если в этой системе протекает необратимый процесс, например какая-нибудь химическая реакция, то свободная энергия системы уменьшается. Если бы эта реакция потекла в обратном направлении при Г=сопз1, P= onst, то свободная энергия системы увеличилась бы, что противоречит неравенству (31), а значит, и второму началу термодинамики. Следовательно, со вторым началом термодинамики совместимо только одно (из [c.20]

Эти представления согласуются с так называеШм принципом компенсации (дополнительности) [1375], согласно которому изменение конфорл.ационной энергии по координате реакции является дополнительным к изменениям химической свободной энергии, вследствие чего суммарное изменение оказывается "сглаженным". [c.371]

Фотосинтез — единственный из всех типов химических реакций (терм ических, каталитических, ферментативных, радиационных и фо— тохимических), позволяющий при мягких термобарических параметрах б o фepы осуществить невероятную, с точки зрения термодинамики химическую реакцию, протекающую с увеличением свободной энергии. Он обеспечивает прямо или косвенно доступной химической энергией все земные организмы и, как будет показано ниже, является источником образования горючих ископаемых. Обратный фотосинтезу процесс представляет собой знакомую всем нам химическую реак1,,ию горения твердых, жидких и газообразных горючих ископаемых с выделением большого количества энергии. Следовательно, растительный и животный мир, а также органические горючие ископаемые Земли есть не что иное как аккумулированная энергия Солнца На современном этапе эволюции Земли ежегодно в результате фотосинтеза образуется 150 млрд. т органического вещества, усваивается 300 млрд. т СО и выделяется около 200 млрд. т свободног о кислорода. Благодаря только фотосинтезу в первичной атмосфере Земли появился кислород, возник озоновый экран, создались условия для биологической деятельности. При гибели организма происходит обратный процесс [c.43]

Важной особенностью катализа является сохранение ката — лизс1тором своего состава в результате промежуточных химических взаимодействий с реагирующими веществами. Катализатор не расходуемся в процессе катализа и не значится в стехиометрическом уравнении суммарной каталит ической реакции. Это означает, что катализ не связан с изменетн-тем свободной энергии катализатора и, следовательно, катализатор не может влиять на термодинамическое равновесие химических реакций. Вблизи состояния равновесия катализатор в равной степени ускоряет как прямую, так и обратную [c.79]

Константа а рассматривается как мора чувствительности реакции (катализа) к кислотности (или основности) катализатора. С точки зрения изменения свободной энергии мон но сказать, что а есть мера той доли изменения свободной энергии ионизации, которое происходит при образовании активированного комплекса. Соотношение Бренстеда нельзя использовать в виде уравнения (XVI.3.1). Б величины Ацл и К а должны быть внесены поправки, которые возникают из-за изменений симметрии и не влияют на внутренние химические и.шенения, происходящие в системе. Поскольку К я к выражены в моль/л, можно ожидать, что двухосповпые кислоты, н которых две карбоксильные группы удалены друг от друга на значительное расстояние, будут в 2 раза более эффективными (на 1 моль), чем одноосновные кислоты, такие, как уксусная кислота. Наоборот, сравнив каталитическую активность оснований, можно прийти к выводу, что формиат-ион H O в 2 раза эффективнее в реакцип присоединения протона, чем этокси-ион С2Н5О, так как первый может присоединять Н к любому из двух ато- [c.485]

В табл. 22 приведено значение стандартной свободной энергии А/ ° важнейших химических соединений. Изменение свободной энергии какой угодно сложной химической реакции. можно подсчитать, пользуясь законом Гесса, как это имело место при ггодсчете теплового эффекта химической реакции. Например, изменение свободной энергии реакции [c.169]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология