Второй закон термодинамики и направление химических реакций

Второй закон термодинамики полностью применим к химическим процессам. При помощи этого закона однозначно можно определить направление любой реакции и численно выразить условия ее равновесия. [c.110]

Энергия Гиббса. Чтобы ответить на вопрос, будет ли принципиально протекать та или иная химическая реакция, в каком направлении и как глубоко, необходимо к химическим реакциям применить второй закон термодинамики. Этот закон в приложении к химическим процессам может быть сформулирован сле- [c.210]

Итак, самопроизвольное течение химических процессов возможно только в направлении уменьшения изобарно-изотермического потенциала (ДО<0) пределом течения такого процесса служит достижение минимального значения От системы при данных условиях- Это одна из формулировок второго закона термодинамики для химических процессов. Она говорит о принципиальной возможности, направлении и пределе самопроизвольного протекания химических реакций. [c.269]

Следовательно, по изменению G в ходе реакции можно определить, будет ли протекать реакция в рассматриваемом направлении и каков будет состав реакционной смеси при достижении химического равновесия. Это следует из первого и второго законов термодинамики, которые устанавливают связь между константой равновесия К и разностью свободных энтальпий продуктов реакции и реагентов AG. Когда реакция протекает нри постоянной температуре Т, а реагенты и продукты находятся в стандартном состоянии (отмечаемом индексом 0), эта связь имеет вид [c.25]

Принцип Ле Шателье—Брауна, являющийся следствием второго закона термодинамики, определяющего направление процессов в различных системах, относится не только к химическим реакциям, но и к другим равновесным явлениям, в частности к фазовым равновесиям. [c.195]

В практике горного дела необходимо учитывать многие химические реакции. Так, воздействие влаги на каменный уголь, хранящийся на воздухе, может привести к самовозгоранию. Поэтому при создании многих промышленных процессов необходимо знать условия и направление протекания тех или иных химических реакций. Как и все явления природы, химические реакции сопровождаются изменениями энергии, например выделением или поглощением тепла, излучением и т. п. Поэтому законы, определяющие течение химических превращений, связаны с законами превращения энергии. Эти законы составляют предмет особой науки — термодинамики. Ее приложение к химии называется химической термодинамикой. Основные законы термодинамики вытекают из многовековой практики человечества. Ее первый закон устанавливает невозможность создания машины, которая производила бы работу без затраты энергии —так называемого вечного двигателя первого рода. Второй закон термодинамики указывает на невозможность существования вечного двигателя второго рода, т. е. периодически действующей машины, которая производила бы работу за счет охлаждения окружающей среды. Такая машина могла бы, например, использовать неограниченные запасы энергии морей и океанов. [c.14]

Можно создать такие условия, при которых вышеописанные реакции будут протекать в обратном направлении. Например, повысить давления ацетилена и водорода в первых двух реакциях, увеличить концентрацию нитрата калия в третьем случае. Следовательно, химические процессы обратимы в зависимости от условий они могут протекать в прямом или обратном направлениях и никогда не идут до конца, а идут лишь до установления химического равновесия в системе. Таким образом, на химические процессы распространяется действие всеобщего закона равновесия в природе, т. е. второго закона термодинамики. [c.131]

Применительно к химическим процессам второй закон термодинамики можно сформулировать так всякое химическое взаимодействие при неизменных давлении или объеме и постоянстве температуры протекает в направлении уменьшения свободной энергии системы. Пределом протекания химических реакций (т. е. условием равновесия) является достижение некоторого минимального для данных условий значения свободной энергии системы О или Р. Процессы протекают самопроизвольно и дают некоторую полезную работу, если Р<0 или ДС<0. При АР>0 и ДС>0 процессы не могут при заданных условиях (у, Т или р, Т) протекать самопроизвольно и возможны лишь при получении работы извне (например, реакции при электролизе, фотохимические реакции и др.). Изменение термодинамических функций А[1, АР, А/, АО и А5 для любых реакций рассчитывают по закону Гесса аналогично вычислению тепловых эффектов реакций. Значения термодинамических функций при стандартных условиях / = 25°С и р=101 325 Па приводятся в справочных таблицах. [c.61]

Рассмотренное положение представляет одну из формулировок второго закона термодинамики (закон носит статистический характер, т. е. применим лишь к системам, состоящим из очень большого числа частиц). Требование постоянства внутренней энергии и объема системы исключает использование энтропии как критерия направления и предела протекания химических реакций, при которых внутренняя энергия веществ неизбежно меняется, а также совершается работа расширения против внешнего давления. [c.107]

Энергия Гиббса. Чтобы ответить на вопрос, будет ли принципиально протекать та или иная химическая реакция, в каком направлении и как глубоко, необходимо к химическим реакциям применить второй закон термодинамики. Этот закон в приложении к химическим процессам может быть сформулирован следующим образом всякий самопроизвольный процесс (т. е. без затраты работы извне), в том числе и химическая реакция, может протекать в том направлении, при котором в системе происходит уменьшение энергии Гиббса (если процесс идет при постоянных температуре и давлении) или энергии Гельмгольца (если процесс идет при постоянных температуре и объеме). [c.242]

Реакционная способность химической системы при заданных условиях характеризуется скоростью и возможной глубиной химической реакции. Направление и глубина химической реакции определяются законами химической термодинамики. Согласно второму закону термодинамики условия направленности и равновесия химических реакций при постоянных Я и Г записываются в форме О (см. гл. X). В качестве меры химического сродства реакции принимается значение нормального (стандартного) сродства Afi° 298) (см. 75). Нормальное сродство мэжет быть меньше и больше нуля. Термодинамически наиболее вероятны реакции, у которых значения нормального сродства наиболее отрицательны. По значению (298) можно судить о вероятности той или иной реакции при парциальных давлениях (активностях) исходных и конечных продуктов, равных единице. Однако не следует делать вывод, что реакция вообще неосуществима, если А ° Т) > 0. Изменив парциальные давления начальных или конечных продуктов, можно создать условия, когда А О(Т) будет меньше нуля, и реакция пойдет слева направо. В табл. 28 привета б л и ц а 28. Степень превращения исходных веществ (х) и (2Я8) процесса, протекающего до равновесного состояния при отсутствии продуктов реакции в исходной системе [c.522]

При изучении химической реакции чрезвычайно важно знать, в каком направлении возможно протекание реакции. На поставленный вопрос можно ответить, применяя к химическим реакциям второй закон термодинамики. Согласно этому закону всякий самопроизвольный процесс, в том числе и химическая реакция, в изолированной системе протекает в направлении увеличения энтропии и соответственно уменьшения изобарно-изотермического (или изохорно-изотермического) потенциала. Когда энтропия достигает максимума или изобарно-изотермический потенциал—минимума, наступает химическое равновесие. [c.143]

Термодинамика как научная дисциплина сложилась в начале XIX в. на основании данных по изучению перехода теплоты в механическую работу (с греческого Легте и dynamis — теплота и движение). В настоящее время термодинамика как одна из дисциплин с наиболее общим подходом в характеристике физико-химических явлений, устанавливает взаимосвязь между различными видами энергии, изучает возможность, направленность и пределы самопроизвольно текущих процессов. Раздел этой науки, изучающий химические реакции, фазовые переходы (кристаллизация, растворение, испарение), адсорбцию, взаимосвязь химической и других видов энергии, а также переход энергии от одной части системы к другой в различных химических процессах называется химической термодинамикой. Изучение происходящих в природе явлений с позиций термодинамики не требует знания причин и механизмов идущих процессов, представлений о строении вещества и т. п. Теоретическо базой этого раздела физической химии являются основные законы — первое и второе начало термодинамики. Первое начало, характеризующее общий запас энергии в изолированной системе, носит всеобщий характер и является отражением закона сохранения энергии второй закон термодинамики устанавливает понятие энтропии и выполняется при определенных ограничениях. В настоящей главе представляется возможным только кратко остановиться на основных положениях. [c.10]

Как отмечалось, протекание химических реакций неразрывно связано с тепловыми явлениями. Поэтому второй закон термодинамики является основой для предсказания направления химических реакций. [c.30]

Глава II ВТОРОЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ И НАПРАВЛЕНИЕ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИИ 1. Энтропия [c.18]

Решение подобных задач достигается только с помощью второго закона термодинамики, который позволяет предсказать направления химических реакций и их конечных состояний. Таким образом, этот закон является сердцевиной химической термодинамики. Как и первый, он является результатом обобщения опыта практической деятельности человечества. [c.38]

К началу 80-х годов XIX в. для суждения о протекании и направлении химических реакций, в первую очередь органических, наметились два пути первый — определение теплового эффекта реакции с опорой на принцип максимальной работы второй — выяснение равновесных концентраций исходных веществ и конечных продуктов реакции с опорой на закон действия масс. Оба эти пути, за единичными исключениями, не удавалось соединить вместе. Попытки объединить оба подхода на основе молекулярно-кинетической теории не привели к успеху, и только термодинамика смогла подвести под них общий теоретический фундамент. [c.120]

Согласно второму закону термодинамики, всякий самопроизвольный процесс, в том числе и химическая реакция, в изолированной системе протекает в направлении увеличения энтропии и, соответственно, уменьшения величины свободной энергии или термодинамического потенциала. [c.59]

Применительно к химическим процессам второй закон термодинамики можно сформулировать так в изолированной системе всякое химическое взаимодействие между веществами протекает в направлении уменьшения свободной энергии системы. Пределом протекания химических реакций является достижение некоторого минимального для данных условий значения свободной энергии системы. [c.90]

Рассмотрим несколько подробнее случай химической реакции. Сколько выделится тепла и как сильно это количество будет изменяться при изменении давления и температуры системы, если реакция от данного исходного состояния реагирующих веществ до требуемого конечного состояния продуктов полностью проходит при данной температуре Эти вопросы принадлежат к 1-й группе. Будет ли реакция проходить самопроизвольно от данного исходного состояния до требуемого конечного состояния Какое состояние является равновесным состоянием, при котором не будет происходить никаких дальнейших изменений, и как действуют на него изменения температуры и давления Если реакция не будет проходить самопроизвольно в желательном направлении и в желательной степени, то сколько энергии в форме работы следует приложить для ее осуществления Это—вопросы второй группы. Ясно, что первый закон термодинамики применим для ответов на вопросы первой группы, но первый закон сам по себе не применим для решения вопросов второй группы, и тогда следует применять другой общий принцип — второй закон термодинамики. [c.92]

Второй закон термодинамики налагает некоторые ограничения самопроизвольного превращения энергии и определяет направление процесса. Согласно этому закону все процессы использования энергии сопровождаются ростом энтропии системы и окружающей среды. Самопроизвольное осуществление химических реакций возможно только тогда, когда они идут с уменьшением термодинамического потенциала систем или сопряжены с другими энергетически выгодными процессами. [c.207]

Таким образом, первый из указанных методов может быть выражен следующим положением, устанавливаемым вторым законом термодинамики самопроизвольное протекание процессов взаимодействия между различными частями системы возможно только в направлении выравнивания фактора интенсивности (температуры, давления, электрического потенциала, химического потенциала и др.) для всех частей системы, достижение одинакового значения э ого фактора является пределом самопроизвольного течения процесса в данных условиях и, следовательно, условием равновесия. Этот метод неприменим к системам однородным или вообще к процессам, протекание которых не вызывается неоднородностью системы, он неприменим, в частности, к гомогенным химическим реакциям. [c.276]

Уравнение изотермы реакции. При изучении химической реакции важно знать, будет ли она протекать, а если будет, то в каком направлении. На это можно ответить, применяя к химическим реакциям второй закон термодинамики, согласно которому, всякий самопроизвольный процесс, в том числе и химическая реакция в изолированной системе протекает в направлении увеличения энтропии. [c.249]

Из этого отнюдь не следует, что катализатор может вызвать термодинамически невозможный процесс. Поскольку катализатор Е1Х0ДИТ в состав лишь промежуточного соединения, термодинамическая возможность процесса определяется разностью уровней свободной энергии конечного и начального состояний. Таким образом, химический процесс и в присутствии катализатора идет в направлении минимума свободной энергии в системе, а катализатор лишь ускоряет (или замедляет) этот процесс, т. е. не способен смещать положения равновесия. Это же заключение можно сделать и на оснонании рассмотрения следующей модели представим себе изотермическую систему, состоящую из газообразных компонентов, в которой термодинамически аошожна реакция с изменением числа молей. Предположим, что существует катализатор, смещающий положение равновесия. Тогда, попеременно вводя в систему и выводя из нее катализатор, можно будет при отсутствии разности температур неограниченно получать работу расширения и сжатия газов. Следовательно, сделанное предположение о возможности смещения равновесия в присутствии катализатора приводит к возможности построения вечного двигателя второго рода, т. е. к нарушению второго закона термодинамики. [c.273]

Химическая термодинамика есть приложение законов и методов термодинамики к изучению химических и физико-химических процессов. Первый закон термодинамики служит основой для определения энергетических эффектов этих процессов. На него опирается термохимия, которая возникла раньше химической термодинамики и до открытия первого ее закона, но затем вошла как составная часть в химическую термодинамику. Второй закон термодинамики лежит в основе изучения химических равновесий и направлений химических реакций, а также фазовых равновесий и превращений. Опять-таки сам факт химических равновесий и важные законы, относящиеся к фазовым переходам, были открыты либо до возникновения химлческой термодзанамики, либо вне связи с ней, но затем феноменологические обобщения в этой области получили свое истолкование с точки зрения общих термодинамических принципов. Результаты, полученные в рамках нетермодинамической термохимии и феноменологического учения о химических и фазовых равновесиях и переходах, способствовали возникновению и дальнейшему развитию самой химической термодинамики. [c.109]

ХИМИЧЕСКОЕ СРОДСТВО — термин, применявшийся для характеристики способностп данных веществ к химич. взаимодействию между собой пли для характеристики степени устойчивости получающегося при этом соединения в отношении разложения на исходные вещества. В разное время X. с. пытались оценивать по разным параметрам реакцпй. В середине 19 в. в качестве меры X. с. началп использовать количество теила, выделяющегося при реакции (см. Бертло-Томсена принцип). Однако существование самопроизвольно протекающих эндотермических реакций показало ограниченную применимость этого положения. Вант-Гофф, применив второй закон термодинамики, доказал (1883), что направление самопроизвольного теченпя реакции определяется не тепловым эффектом реакции, а максимальной работой ее. При этом он вывел уравнение, количественно выражающее зависимость этой величины от концентрации веществ, участвующих в реакции (см. Изотермы, реакции уравнение), и зависимость направления самопроизвольного течения реакцпй от соотношения между этими концентрациями. В настоящее время вместо максимальной работы рассматривают изменения изобарно-пзотермич. потенциала (энергии Гиббса) А2 для реакций, происходящих при постоянных темп-ре и давленип, или изменение изохорно-изотермич. потенциала (энергни Гельмгольца) АР для реакций, происходящих при постоянных темп-ре и объеме. Понятие о X. с. при этом уже не применяется. [c.331]

Изменение свободной энергии АО при каком-либо процессе или при химической реакции, подобно тепловому эффекту, не зависит от того, через какие промежуточные стадии совершается превращение. Оно зависит лишь от свободных энергий начального и конечного состояний. Если бы значение АО при протекании процесса в одном направлении не было бы численно равно и обратно по знаку величине, относящейся к обратному процессу, то это означало бы возможность производства работы при постоянной температуре, запрещаемую вторым законом термодинамики. Поэтому так же, как при вычислении теплот реакций, можно пользоваться правилом, согласно которому изменение свободной энергии при каком-либо процессе равно разности между суммой свободных энергий образования продуктов реакции и суммой свободных энергий образования исходных веществ. В справочниках имеются данные, как и о теплотах образования, о стандартных изменениях свободной энергии при образовании соединений из элементов. Сведения даны для температуры 25° С (298 К) при условии, что давление всех газообразных участников реакции равно 1 ат. Так как элементы и соединения могут существовать в разных полиморфных состояниях (например, графит и алмаз, серое и белое олово, кремнезем в виде кварца, крйстобалита и тридимита), то в таблицах в качестве стандартных принимают состояния, устойчивые при 25° С. Изменения свободной энергии при образовании соедине- [c.68]

Второй закон термодинамики полностью при еним к химическим процессам. Значение его для химии заключается в том, что при помощи этого закона можно однозначно определить направление любой реакции и численно выразить условия ее равновесия. [c.102]

Согласно второму закону термодинамики, химические реакпии протекают спонтанно только в направлении, повышающем неупорядоченность во Вселенной. В гл. 2 говорилось о гом, что реакции, при которых высвобождаемая энергия рассеивается в виде тепла в окружающую среду (такие, как гидролиз АТР), способствуют увеличению этой неупорядоченности, так как усиливают хаотическое движение молекул. Кроме того, химические реакции могут влиять на степень неупорядоченности, изменяя концентрации реагирующих веществ и продуктов реакции. Суммарное изменение неупорядоченности Вселенной в результате какой-либо реакции определяется изменением свободной энергии, AG, сопровождающим эту реакпию чем больше уменьшается свободная энергия (т. е. больше отрипательное значение AG), тем в большей [c.444]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология