000551

38 2 следствие: Δ H p о = ∑n i Δ H i о сгор (исх.в‑в) – ∑n j Δ H j о сгор (прод) где Δ H о сгор – изменение энтальпии сгорания вещества; n i , n j  – коэффициенты в урав- нении химической реакции перед продуктами и исходными веществами соответ- ственно. Все стандартные величины являются табличными данными. Для простых веществ Δ H 0 обр равны 0, также для высших оксидов Δ H 0 сгор равны 0. 3) II закон термодинамики : отношение теплоты, подведенной к системе в обратимом изотермическом процессе, к температуре, при которой проводится процесс, равно приращению энтропии: min Q S T ∆ = где Δ S – изменение энтропии в ходе реакции; Q min  – теплота, подведенная к системе; Т – абсолютная температура, К. Следующая термодинамическая функция – это свободная энер- гия Гиббса Δ G . Смысл этой функции в том, что она характеризует ту часть энергии, которая переходит в работу. Условие самопроизвольно- го протекания процесса: Δ G <0, где Δ G  – изменение энергии Гиббса. Свободная энергия Гиббса связана с другими термодинамическими функциями уравнением: Δ G = Δ H – Т Δ S где Δ H – изменение энтальпии в ходе реакции в кДж/моль.; Δ S – изменение энтропии в ходе реакции в кДж/моль×К; Т – абсолютная температура, К. К функциям состояния относятся внутренняя энергия E , энталь- пия Н , энтропия S и свободная энергия Гиббса G . Согласно определе- нию функции состояния, изменение данных функций в ходе реакций определяется по формулам: Δ S p  0 = Sn i S i 0 (прод) – Sn j S j 0 (исх.в‑в) Δ G p  0 = Sn i Δ G i 0 (прод) – Sn j Δ G j 0 (исх.в‑в) где Δ S p  0 , Δ G p  0 – изменение в ходе реакции энтропии ( S ), энергии Гиббса ( G ) в стан- дартных условиях; Δ S  0 – стандартная энтропия вещества, Дж/моль×К; Δ G  0 – стан- дартная энергия Гиббса вещества, кДж/моль. Изотерма химической реакции в условиях равновесия: Δ G 0 = – RT ln K p 0 p G RT K e ∆ − = где Δ G – изменение энергии Гиббса в Дж/моль; Т – абсолютная температура, как пра- вило 298 К.