Kjemisk termodynamikk. Termodynamisk vurdering av muligheten for en kjemisk prosess Vurdere den termodynamiske muligheten for en kjemisk reaksjon

Teoretisk informasjon

Den kjemiske prosessen kan betraktes som det første trinnet i oppstigningen fra kjemiske objekter - elektron, proton, atom - til et levende system.

Læren om kjemiske prosesser- dette er vitenskapsfeltet der det er den dypeste gjennomtrengningen av fysikk, kjemi og biologi. Denne læren er basert på kjemisk termodynamikk og kinetikk.

Et stoffs evne til å gjennomgå kjemiske transformasjoner bestemmes av dets reaktivitet, dvs. naturen til de reagerende stoffene - sammensetning, struktur, arten av den kjemiske bindingen; energifaktorer som bestemmer muligheten for at prosessen skal skje og kinetiske faktorer som bestemmer hastigheten på dens forekomst.

Nesten alle kjemiske prosesser er ledsaget av frigjøring eller absorpsjon av energi, oftest i form av varme og arbeid.

varme – et kvantitativt mål på den tilfeldige kaotiske bevegelsen av partikler som danner et gitt system.

Jobb - et kvantitativt mål på den ordnede bevegelsen av partikler i et rettet kraftfelt.

Grenen av kjemi som studerer overganger av energi fra en form til en annen under kjemiske reaksjoner og etablerer retningen og grensene for deres spontane forekomst under gitte forhold, kalles kjemisk termodynamikk .

Målet for studiet av kjemisk termodynamikk er et kjemisk system.

System - dette er en studert kropp eller gruppe av kropper som samhandler med hverandre og er mentalt eller faktisk atskilt fra miljøet av grenser som leder eller ikke leder varme.

Avhengig av arten av interaksjonen av systemet med miljøet, er det åpen, lukket og isolert systemer.

Åpne systemer kan utveksle energi og materie med miljøet. For eksempel en vandig løsning av natriumklorid i en åpen beholder. Når vann fordamper fra en løsning og under varmeveksling, vil massen til systemet og dets temperatur, og følgelig energi, endre seg.

Lukkede systemer ikke utveksle stoffer med miljøet. For eksempel en løsning av natriumklorid i en lukket beholder. Hvis løsningen og miljøet har forskjellige temperaturer, vil løsningen bli oppvarmet eller avkjølt, og følgelig vil energien endres.

Isolerte systemer kan ikke utveksle verken materie eller energi med miljøet. Et isolert system er en idealisering. Det finnes ingen slike systemer i naturen. Men til tross for umuligheten av praktisk implementering, gjør isolerte systemer det mulig å bestemme de maksimale teoretiske energiforskjellene mellom systemet og dets miljø.

Tilstanden til systemet bestemmes av et sett med egenskaper og er karakterisert termodynamiske parametere : temperatur (), trykk (), volum (), tetthet (), mengde stoff (), utført arbeid (), varme (). En endring i minst én termodynamisk parameter fører til en endring i tilstanden til systemet som helhet. Hvis alle parametere er konstante i tid og rom, kalles denne tilstanden til systemet likevekt .

I termodynamikk vurderes egenskapene til et system i dets likevektstilstander: initial og endelig, uavhengig av overgangsveien til systemet fra en tilstand til en annen. Overgang av systemet fra en tilstand til en annen ved , = konst ringte isobarisk-isotermisk, kl, = konst– isokorisk-isotermisk.

De viktigste oppgavene til kjemisk termodynamikk er å bestemme muligheten eller umuligheten for spontan forekomst av en bestemt kjemisk reaksjon under gitte forhold og i en gitt retning; å etablere verdiene til termodynamiske parametere der den maksimale produksjonen av prosessen oppnås; bestemme egenskapene til energiendringen som skjer i systemet. Finn den med termodynamiske funksjoner ().

Statsfunksjonen preger indre energi i systemet – summen av den potensielle energien for interaksjon av alle partikler i en kropp med hverandre og den kinetiske energien til deres bevegelse. Det avhenger av tilstanden til stoffet - type, masse, aggregeringstilstand. Den absolutte verdien av indre energi kan ikke måles. For å studere kjemiske prosesser er det viktig å bare kjenne til endringen i indre energi under overgangen til et system fra en tilstand til en annen.

(27)

Samtidig Den indre energien i systemet avtar når - øker. Alle endringer i indre energi oppstår på grunn av den kaotiske kollisjonen av molekyler (målet på energi som overføres på denne måten er varme) og bevegelsen av masser som består av et stort antall partikler under påvirkning av eventuelle krefter (målet på energi som overføres i denne måten er arbeid). Dermed kan overføringen av intern energi utføres delvis i form av varme og delvis i form av arbeid:

(28)

Den gitte ligningen er et matematisk uttrykk Termodynamikkens første lov : Hvis det tilføres varme til systemet, brukes den tilførte varmen på å øke den interne energien i systemet og utføre arbeid på det.

I en isokorisk-isoterm prosess blir all varmen som tilføres systemet brukt på å endre den indre energien:

(29)

I en isobarisk-isoterm prosess er den eneste typen arbeid som utføres av systemet ekspansjonsarbeidet:

(30)

hvor er trykket i systemet, er endringen i volum

Så tar det matematiske uttrykket for termodynamikkens første lov formen: (31)

Etter å ha utpekt , får vi

Systemtilstandsfunksjon H – entalpi er systemets totale energireserve, dvs. er energiinnholdet i systemet. Entalpien til systemet er større enn den indre energien med mengden arbeid som er utført.

For å karakterisere energimanifestasjoner under en reaksjon, konseptet termisk effekt.

Termisk effekt- dette er mengden varme som frigjøres eller absorberes under en irreversibel reaksjon, når det eneste arbeidet er ekspansjonsarbeidet. I dette tilfellet må temperaturene til utgangsstoffene og reaksjonsproduktene være de samme. Termisk effekt endoterm reaksjon(fortjener med varmeabsorpsjon) vil være positiv: , . Termisk effekt eksoterm reaksjon(fortjener med frigjøring av varme) vil være negativ: , .

Den grenen av kjemi viet til studiet av de termiske effektene av kjemiske reaksjoner kalles termokjemi .

Hver kjemisk reaksjon er ledsaget av endringer i energireservene til de reagerende stoffene. Jo mer energi som frigjøres under dannelsen av en kjemisk forbindelse, desto mer stabil er denne forbindelsen, og omvendt er et stoff oppnådd som et resultat av en endoterm reaksjon ustabil.

I kjemiske ligninger som indikerer reaksjonsvarmen, kalles de termokjemisk. De er satt sammen på grunnlag av lovene om bevaring av masse og energi.

For å sammenligne de termiske effektene av forskjellige prosesser, er betingelsene for deres forekomst standardisert. Standardbetingelser - T 0 = 298 K, p 0 = 101.313 kPa, n – 1 mol ren substans, entalpiforandring ( ) refererer til en enhetsmengde av et stoff, kJ/mol. Alle standard termodynamiske funksjoner er tabellstørrelser, som avhenger av stoffets aggregeringstilstand.

Fra den første termodynamikkens lov følger termokjemiens kvantitative lover.

Lavoisier-Laplace lov(1780 – 1784) – for hver kjemisk forbindelse er nedbrytningsvarmen lik varmen fra dens dannelse, men har motsatt fortegn.

G.I. Law Hess(1840) – den termiske effekten av en kjemisk reaksjon avhenger av arten og den fysiske tilstanden til utgangsstoffene og sluttproduktene, men er ikke avhengig av reaksjonens natur og vei, dvs. fra sekvensen av individuelle mellomstadier. Denne loven er det teoretiske grunnlaget for termokjemi. En rekke konsekvenser følger av dette:

I termokjemiske beregninger antas dannelsesvarmen (entalpien) av enkle stoffer under standardbetingelser å være null.

(enkelt stoff) = 0

Mengden energi som frigjøres eller absorberes når 1 mol av et komplekst stoff dannes fra enkle stoffer under standardforhold kalles standard formasjonsentalpi ( kJ/mol).

Mengden energi som frigjøres eller absorberes av 1 mol organisk materiale som spaltes til karbondioksid og vann under standardforhold kalles standard forbrenningsentalpi ( kJ/mol).

Den termiske effekten av en kjemisk reaksjon er lik differansen mellom summen av dannelsesvarmen til reaksjonsproduktene og summen av dannelsesvarmen til utgangsstoffene, tatt i betraktning støkiometriske koeffisienter:

hvor er den termiske effekten av en kjemisk reaksjon under standardbetingelser;
- summen av standardvarmene for dannelse av reaksjonsprodukter;
- summen av standardvarmene for dannelse av utgangsstoffene; , - støkiometriske koeffisienter for henholdsvis reaksjonsprodukter og utgangsmaterialer.

Hess lov tillater oss å beregne de termiske effektene av ulike reaksjoner. Men tegnet og størrelsen på den termiske effekten tillater oss ikke å bedømme prosessens evne til å skje spontant og inneholder ikke informasjon om retningen og fullstendigheten til prosessene.

Spontane prosesser(naturlig eller positiv) - forekommer i systemet uten forstyrrelser fra det ytre miljøet og er ledsaget av en reduksjon i systemets indre energi og overføring av energi til miljøet i form av varme og arbeid. Endotermiske spontane prosesser motsier ikke denne definisjonen, siden de kan oppstå i et ikke-isolert system og produsere arbeid på grunn av varmen fra miljøet.

Prosesser som ikke kan skje av seg selv (uten ytre påvirkning) kalles ikke-spontan , unaturlig eller negativ. Slike prosesser utføres ved å overføre energi til systemet fra det ytre miljø i form av varme eller arbeid.

I henhold til termodynamikkens II-lov fortsetter spontane prosesser i retning av å redusere den indre energireserven eller entalpien til systemet. Imidlertid er det kjent prosesser som skjer spontant uten å endre den indre energien i systemet. Drivkraften til slike prosesser er entropien i systemet.

Entropi(bundet energi) ( S) er et mål på irreversibiliteten til en prosess, et mål på overgangen av energi til en form som den ikke uavhengig kan transformere til en annen energi. Entropi karakteriserer lidelsen i et system, jo ​​høyere lidelse, jo høyere entropi. Den øker med økende partikkelbevegelse. I systemer isolert fra det ytre miljøet går prosessene spontant i retning av økende entropi (). Prosesser der entropien avtar ( ) er ikke mulig i isolerte systemer. Hvis prosessen er mulig i forover- og bakoverretninger, vil den i et isolert system fortsette i retning av økende entropi. Forløpet av en spontan prosess i et isolert system ender i en tilstand av likevekt. Derfor i en tilstand av likevekt entropi av systemet maksimum .

Boltzmann utledet en ligning ifølge hvilken

(34) hvor er Boltzmanns konstant, W er sannsynligheten for en tilstand, bestemmer antall mikrotilstander som tilsvarer en gitt mikrotilstand.

Dette forholdet viser at entropi kan betraktes som et mål på den molekylære forstyrrelsen i et system.

I henhold til termodynamikkens II-lov for en isoterm prosess, er endringen i entropi lik:

; [J/(mol K] (35)

Entropien til enkle stoffer er ikke null. I motsetning til entalpi, kan den absolutte verdien av entropi måles. "Ved absolutt null er entropien til en ideell krystall null" - dette postulatet til M. Planck (1911) kalles III termodynamikkens lov.

Endringen i entropi av en kjemisk prosess bestemmes av balanseligningen:

Ethvert system er preget av orden () og uorden (). Forholdet deres bestemmer reaksjonsretningen.

Dermed, med den spontane bevegelsen av systemet mot en stabil tilstand, vises to trender: en nedgang i entalpi og økende entropi. Den kombinerte effekten av de to trendene ved konstant temperatur og trykk gjenspeiler isobarisk-isotermisk potensial eller Gibbs energi () .

Status funksjon karakteriserer den generelle drivkraften til prosessen, maksimalt mulig nyttig arbeid ("fri energi") utført av systemet; - en del av energien som ikke kan omdannes til nyttig arbeid («bundet energi»).

Kjemiske reaksjoner forekommer i et åpent kar med en endring i volum, derfor er muligheten (spontanitet) og retningen for prosessen preget av funksjonen bestemt av balanseligningen under standardforhold:

; (38)

Den spontane forekomsten av prosessen tilsvarer en reduksjon i Gibbs-energien, . Jo mer den avtar, desto mer irreversibelt fortsetter prosessen mot dannelsen av sluttreaksjonsprodukter. Økning i isobarisk potensial er et tegn på at prosessen ikke er gjennomførbar under disse forholdene. Betydning karakteriserer likevektstilstanden, dvs. en tilstand der systemet ikke produserer noe nyttig arbeid.

Analyse av mengdene og i Gibbs-ligningen viste at muligheten for en reversibel prosess skyldes de samme tegnene og . Ved en viss temperatur og bli likeverdig. Derfor kan vi fra Gibbs-ligningen bestemme "likevekts"-temperaturen eller temperaturen ved begynnelsen av prosessen ():

; = 0 ; ; (39)

Dermed oppstår reaksjoner der endringen i fri energi er negativ spontant. Reaksjoner der , oppstår bare under forutsetning av at arbeid utføres på systemet av ytre krefter eller energi overføres til systemet fra utsiden. Betingelsene for den spontane forekomsten av prosessen er vist i fig. 3.

Kjemiske reaksjoner, Kjemiske reaksjoner,

oppstår spontant ikke oppstår spontant

eksoterme reaksjoner, eksoterme reaksjoner,

akkompagnert av akkompagnert

økende entropi avtagende entropi

på noen temperaturer kl høy temperaturer

endoterme reaksjoner

ledsaget

økning i entropi

på lav temperaturer

Ris. 3. Betingelser for spontan forekomst av prosessen.

3.2. Test spørsmål og oppgaver

1. Hva kalles et system? Hvilke parametere kjennetegner systemet?

2. Beskriv den indre energien til systemet, begrepet isokoriske og isobariske prosesser.

3. Hva kalles entalpi?

4. Beskriv entalpien for dannelse av forbindelser, standard forbrenningsentalpier og dannelse av stoffer.

5. Hess’ lov og dens konsekvenser, dens anvendelse i termokjemiske beregninger.

6. Bestemmelse av varme (entalpier) av nøytralisering, oppløsning, hydrering.

7. Entropi. Boltzmann-ligningen. Hvordan endres entropien med temperaturen?

8. Gibbs energi. Kriterier for spontan forekomst av prosessen.

9. Bruk referansedataene i vedlegg 3, beregne endringen i standardentalpien til reaksjonen ():

10. Bruk referansedataene i vedlegg 3, beregne endringen i standardentropien til reaksjonen ( ):

11. Regn ut reaksjonene ved 846 0 C, hvis = 230 kJ, = 593 J/K.

Eksempler på problemløsning

Eksempel 1. Forbrenningsreaksjonen av etylalkohol uttrykkes ved den termokjemiske ligningen C 2 H 5 OH (L) + 3O 2 (G) = 2CO 2 (G) + 3H 2 O (L). Beregn den termiske effekten av reaksjonen hvis det er kjent at den molare fordampningsvarmen til C 2 H 5 OH (L) er lik +42,36 kJ, og dannelsesvarmen av C 2 H 5 OH (G) = -235,31 kJ, CO2 (G) = -393,51 kJ, H20 (F) = -285,84 kJ.

Løsning. For å bestemme ΔΗ-reaksjonen er det nødvendig å kjenne dannelsesvarmen til C 2 H 5 OH (L). Vi finner sistnevnte fra dataene:

C2H5OH (G) = C2H5OH (G); ΔΗ = +42,36 kJ

42,36 = -235,31 – ΔΗ(C 2 H 5 OH (F))

ΔΗ(C2H5OH (L)) = -235,31-42,36 = -277,67 kJ

Vi beregner ΔΗ-reaksjonen ved å bruke konsekvenser fra Hess’ lov:

ΔΗ H.R. = 2(-393,51) + 3(-285,84) + 277,67 = -1366,87 kJ.

Den termiske effekten av reaksjonen er 1366,87 kJ.

a) Fe 2 O 3 (K) + 3H 2 (G) = 2Fe (K) + 3H 2 O (G)

b) Fe 2 O 3 (K) + 3CO (G) = 2Fe (K) + 3CO 2 (G)

I hvilket tilfelle vil denne prosessen kreve mer energi?

Løsning. For å beregne ΔΗ XP bruker vi formelen til følgen fra Hess lov og standardentalpiene for dannelse av hvert stoff [vedlegg 3]:

a) ΔΗ ХР = 2ΔΗ(Fe) + 3ΔΗ(H 2 O) – (ΔΗ(Fe 2 O 3) + 3ΔΗ(H 2)) = 2(0) + 3(-241,8) – ((-822 ,2) ) + 3(0)) = -725,4 + 822,2 = 96,8 kJ.

b) ΔΗ ХР = 2ΔΗ(Fe) + 3ΔΗ(СО 2) – (ΔΗ(Fe 2 O 3) + 3ΔΗ(СО)) = 2(0) + 3(-393,5) – ((-822,2 ) + 3( -110,5)) = -1180,5 + 822,2 + 331,5 = -26,5 kJ.

I følge beregninger krever prosess a) – reduksjon av jern(III)oksid med hydrogen, mer energi enn prosess b). I prosess b) er reaksjonen til og med eksoterm (energi frigjøres i form av varme).

Eksempel 3. Vanngass er en blanding av like volumer hydrogen og karbon (II) monoksyd. Finn mengden varme som frigjøres når 112 liter vanngass brennes (n.s.).

Løsning. La oss lage en termokjemisk ligning for prosessen:

H 2 (G) + CO (G) + O 2 (G) = H 2 O (G) + CO 2 (G) ΔΗ XP = - Q.

La oss beregne ΔΗ XP når 2 mol vanngass (1 mol H 2 og th mol CO) brenner, dvs. 22,4 l/mol · 2 mol = 44,8 l. Vi utfører beregningen ved å bruke formelen til konsekvensen av Hess lov og standardentalpiene for dannelse av hvert stoff [Legg til. 3]:

ΔΗ ХР = ΔΗ(Н 2 О) + ΔΗ(СО 2) – (ΔΗ(Н 2) + ΔΗ(СО) + ΔΗ(О 2)) = -241,8 – 393,5 – (0 – 110,5 + 35) = - 110,5 + 35. + 110,5 = - 524,8 kJ

La oss lage en proporsjon:

44,8 liter vanngass brenner - 524,8 kJ varme frigjøres

112 l - X kJ

X = 112 · 524,8 / 44,8 = 1312 kJ

Når 112 liter vanngass brennes frigjøres 1312 kJ varme.

Eksempel 4. Gi de termodynamiske egenskapene til prosessen Ga + HCl) ↔ GaCl 3 (s) + H 2 (g) i henhold til planen:

1. Skriv den støkiometriske ligningen.

2. Skriv ned de termodynamiske funksjonene til de involverte stoffene.

3. Regn ut endringen i standard entalpi for en kjemisk reaksjon og konstruer et entalpidiagram.

4. Bestem om reaksjonen er ekso- eller endoterm; Temperaturen i systemet øker eller synker som følge av denne reaksjonen.

5. Regn ut endringen i standardentropien til reaksjonen, forklar endringen i entropien under reaksjonen.

6. Beregn standardendringen i Gibbs energi ved å bruke balanseligningen og Gibbs-ligningen. Analyser innhentede data.

7. Match tegnene på mengder . Og Trekk en konklusjon om reaksjonens reversibilitet.

8. For en reversibel reaksjon, beregne likevektstemperaturen i henhold til Gibbs-ligningen, forutsatt at den maksimalt tillatte temperaturen er 3000 K. Konkluder: Tr - realiserbar eller ikke realiserbar.

9. Beregn verdien ved tre temperaturer (500, 1000 og 1500 K). Plot grafisk avhengighet ..

10. Trekk en konklusjon om den kjemiske reaksjonens spontane natur. Bestem forholdene under hvilke reaksjonen er mulig

Løsning.

1 Skriv den støkiometriske ligningen.

2. Vi skriver ned de standard termodynamiske funksjonene for dannelse av reaksjonskomponenter (Tabell 21) (termodynamiske parametere for stoffer fra [vedlegg 3]).

Kjemisk termodynamikk studerer de energetiske effektene av reaksjoner, deres retning og grensene for spontan forekomst.

Studieobjektet i kjemisk termodynamikk - et termodynamisk system (heretter ganske enkelt et system) - er et sett av vekselvirkende stoffer, mentalt eller faktisk isolert fra miljøet.

Systemet kan være i forskjellige tilstander. Tilstanden til systemet bestemmes av de numeriske verdiene til termodynamiske parametere: temperatur, trykk, konsentrasjoner av stoffer osv. Når verdien av minst en av de termodynamiske parameterne, for eksempel temperatur, endres, endres systemets tilstand. En endring i tilstanden til et system kalles en termodynamisk prosess eller ganske enkelt en prosess.

Prosesser kan skje med ulik hastighet. Avhengig av betingelsene for overgangen til et system fra en tilstand til en annen, skilles det i kjemisk termodynamikk ut flere typer prosesser, hvorav de enkleste er isotermiske, forekommende ved en konstant temperatur (T=konst), isobarisk, forekommende ved en konstant trykk (p=const), isokorisk, flytende med konstant volum (V=const) og adiabatisk, som skjer uten varmeveksling mellom systemet og omgivelsene (q=const). Oftest i kjemisk termodynamikk betraktes reaksjoner som isobarisk-isotermiske (p=const, T=const) eller isokor-isotermiske (V=const, T=const) prosesser.

Oftest vurderes i kjemisk termodynamikk reaksjoner som skjer under standardforhold, dvs. ved standardtemperatur og standardtilstand for alle stoffer . Standardtemperaturen er 298K. Standardtilstanden til et stoff er dets tilstand ved et trykk på 101,3 kPa. Hvis et stoff er i løsning, tas dets tilstand ved en konsentrasjon på 1 mol/l som standard.

For å karakterisere prosesser opererer kjemisk termodynamikk med spesielle størrelser kalt tilstandsfunksjoner: U - indre energi, H - entalpi, S - entropi, G - Gibbs energi og F - Helmholtz energi. De kvantitative egenskapene til enhver prosess er endringer i tilstandsfunksjoner, som bestemmes av metodene for kjemisk termodynamikk: ΔU, ΔH, ΔS, ΔG, ΔF.

Termokjemisk beregning innebærer å bestemme den termiske effekten av en reaksjon (reaksjonsvarme). Reaksjonsvarmen er mengden varme som frigjøres eller absorberes q .Hvis varme frigjøres under en reaksjon, kalles reaksjonen eksoterm hvis varme absorberes, kalles reaksjonen endoterm.

Den numeriske verdien av reaksjonsvarmen avhenger av metoden for implementeringen. I en isokorisk prosess utført kl V=konst , reaksjonsvarme q V = Δ U, i en isobarisk prosess ved p = konst termisk effekt q s = Δ H. Således består termokjemisk beregning av å bestemme størrelsen på endringen i enten intern energi eller entalpi under en reaksjon. Siden de aller fleste reaksjoner skjer under isobariske forhold (dette er for eksempel alle reaksjoner i åpne kar som skjer under atmosfæretrykk), når man utfører termokjemiske beregninger, beregnes nesten alltid ΔH. Hvis Δ N<0, то реакция экзотермическая, если же Δ H>0, da er reaksjonen endoterm.

Termokjemiske beregninger er gjort ved å bruke en konsekvens av Hess' lov : Den termiske effekten av en reaksjon er lik summen av varmene (entalpiene) for dannelsen av reaksjonsproduktene minus summen av varmene (entalpiene) for dannelsen av reaktantene.

La oss skrive reaksjonsligningen i generell form: aA + bB = cC + dD. I henhold til konsekvensen av Hess' lov bestemmes reaksjonsvarmen av formelen:

Δ H = (cΔ N arr., C + dΔ N arr., D) - (aΔ N arr.A + bΔ N arr, B), hvorΔ N - reaksjonsvarme; ΔН arr – varme (entalpi) ved dannelse av henholdsvis reaksjonsproduktene C og D og reagensene A og B; c, d, a, b er koeffisienter i reaksjonsligningen, kalt støkiometriske og koeffisienter.

De grunnleggende mengdene i denne formelen er varmen (entalpiene) for dannelsen av reagenser og produkter. Varmen (entalpien) ved dannelse av en forbindelse er den termiske effekten av reaksjonen der 1 mol av denne forbindelsen dannes fra enkle stoffer som er i termodynamisk stabile faser og modifikasjoner . For eksempel er dannelsesvarmen av vann i damptilstand lik halvparten av reaksjonsvarmen uttrykt ved ligningen: 2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g). Dimensjonen på formasjonsvarmen er kJ/mol.

I termokjemiske beregninger bestemmes reaksjonsvarmene vanligvis for standardbetingelser, for hvilke formelen har formen: ΔН ° 298 = (cΔН ° 298 arr. C + dΔН ° 298 arr. D) - (aΔН ° 298 о6р A + bΔН ° 298 arr V ), hvor ΔН° 298 er standard reaksjonsvarmen i kJ (standardverdien er indikert med hevet "O") ved en temperatur på 298 K, og ΔН° 298 arr. - standard varme (entalpier) for dannelse av forbindelser også ved en temperatur på 298K. ΔН° verdier 298 arr. er definert for alle tilkoblinger og er tabelldata.

Gibbs-energien til en reaksjon er endringen i Gibbs-energienΔ G under en kjemisk reaksjon. Siden Gibbs-energien til systemet er G = H – TS, bestemmes endringen i prosessen av formelen: Δ G = Δ N–TΔ S, der T er den absolutte temperaturen, K.

Gibbs-energien til en kjemisk reaksjon karakteriserer muligheten for dens spontane forekomst ved konstant trykk og temperatur ( ved p=konst, T=konst). Hvis Δ G< 0, то реакция может протекать самопроизвольно, при Δ G > 0, spontan reaksjon er umulig hvis Δ G = 0, systemet er i en likevektstilstand.

For å beregne Gibbs-energien til en reaksjon, bestemmes ΔH og ΔS separat. I de fleste tilfeller brukes en svak avhengighet av endringen i entalpi ΔH og entropi ΔS på reaksjonsbetingelsene, dvs. bruk tilnærminger: ΔН = ΔН° 298 og ΔS = ΔS° 298.

Standard reaksjonsvarmen ΔН° 298 bestemmes ved å bruke en konsekvens fra Hess' lov, og standardentropien til reaksjonen аА + bВ = сС + dD beregnes med formelen: ΔS° 298 = (сS° 298 obrС + dS° 298 , arr D) – (aS° 298 arrA + bS° 298 arr B), hvor ΔS° 298 er de tabellerte verdiene for den absolutte standardentropien til forbindelser i J/(molK), og ΔS° 298 er standardentropien av en reaksjon i J/K.

Hvis en reaksjon fortsetter under standardbetingelser ved en temperatur på 298K, kan beregningen av dens Gibbs-energi (standard Gibbs-energi for en reaksjon) gjøres på samme måte som beregningen av standard reaksjonsvarme ved å bruke formelen, som for en reaksjon uttrykt av ligningen aA + bB = cC + dD har formen:

ΔG ° 298 =(cΔG ° 298 C + dAG ° 298 D) – (aΔG ° 298 A + bAG ° 298 B), hvor ΔG ° 298 - standard Gibbs-energi for forbindelsesdannelse i kJ/mol (tabellverdier) – Gibbs-energien til en reaksjon der, ved en temperatur på 298 K, 1 mol av en gitt forbindelse, som er i standardtilstand, dannes av enkle stoffer også i standardtilstand, og ΔG ° 298 er standard Gibbs energi for reaksjonen i kJ.

Oppgave 1. For denne reaksjonen 2SO 2 (g) + O 2 (g) = 2SO 3 (g), beregn endringen i entalpi ΔH 298, entropi ΔS 298 og Gibbs energi ΔG 298. Beregn temperaturområdet for spontan reaksjon. Beregn likevektskonstanten for denne reaksjonen under standardbetingelser (tabeller over standard termodynamiske potensialer er gitt i forskjellige oppslagsverk).

Entalpiberegning (ΔH 298°):

Δ Н ° 298 =Σ Δ Н av reaksjonsprodukter – Σ Δ Н av reagenser

fra vedleggstabellene for standard termodynamiske potensialer, velg verdiene Δ Н ° 298 for stoffene som deltar i reaksjonen og bytt dem inn i beregningsformelen:

Δ Н ° 298 =Σ Δ Н av reaksjonsprodukter – Σ Δ Н av reagenser = 2 ∙ Δ Н 298 ° (SO 3) – (2 ∙ Δ Н 298 ° (SO 2) + Δ Н 298 ° (O) = = 2 (−395,2) −(2 (−296,9) + 0) = − 197,2 kJ/mol

Entropiberegning (ΔS ° 298):

ΔS ° 298 =Σ Δ S reaksjonsprodukter – Σ Δ S reaktanter

Fra tabellen over standard termodynamiske potensialer velger vi verdiene ΔS ° 298 for stoffene som deltar i reaksjonen og erstatter dem i beregningsformelen:

ΔS ° 298 =Σ ΔS reaksjonsprodukter – Σ ΔS reaktanter = 2∙ ΔS ° 298 (SO 3) -(2∙ΔS ° 298 (SO 2)+ ΔS ° 298 (O 2)) =

=2∙ 256,2 – (2∙248,1 +205) = –188,8 = –0,1888 .

Beregning av Gibbs energi (Δ G ° 298):

Δ G ° 298 = Δ N ° 298 – T∙ ΔS ° 298

Basert på dataene som er oppnådd, beregner vi Gibbs-energien (under standardforhold T = 298K):

Δ G ° 298 = Δ Н ° 298 –T∙ΔS ° 298 = −197,2 kJ/mol – 298∙(–0,1888) = –140,9 kJ/mol.

Beregningen viser at oksidasjon av svoveldioksid med oksygen ved 25ºC (298K) er en termodynamisk mulig prosess (siden ∆G<0). В ходе этой реакции энтропия уменьшается и, следовательно, с ростом температуры уменьшается возможность протекания этой реакции.

Bestemmelse av temperaturområdet for spontan reaksjon.

Siden betingelsen for spontan forekomst av en reaksjon er negativiteten til DG (DG<0), определение области температур, в которой реакция может протекать самопроизвольно, сводится к решению неравенства (DH–TDS)<0 относительно температуры.

Entalpien til stoffer, som en egenskap assosiert hovedsakelig med den indre strukturen til molekyler, er praktisk talt uavhengig av trykk, som vanligvis alltid er mye mindre enn den intramolekylære interaksjonen. Unntaket er prosesser utført ved ultrahøye trykk, for eksempel under syntese av diamanter. Da er det nødvendig å ta hensyn til avhengigheten av entalpi på trykk.

Faste og flytende legemer, som er i kondensert tilstand på grunn av sterke intermolekylære interaksjoner, er praktisk talt inkompressible ved rimelige trykk. Derfor medlem R d V i termodynamiske mengder for kondenserte legemer er vanligvis liten. Dette fører til det faktum at for faste stoffer og væsker man kan ikke skille mellom varmekapasiteter ved konstant trykk og volum mellom indre energi og entalpi

På grunn av praktisk inkompressibilitet kan vi anta at entropien S til kondenserte legemer ikke er avhengig av trykk: for lite ekstra energi overføres innover gjennom trykk ( R d V), sammenlignet med hva kroppen allerede har på grunn av intramolekylære og intermolekylære interaksjoner.

Men for gasser, der intermolekylær interaksjon er svært liten , entropi avhenger betydelig av trykket og volumet til systemet. Vurder faktisk prosessen med isotermisk trykkendring fra startverdien r 0 til noen r med samtidig volumendring. Så for arbeidet utført på kroppen ved å bruke den ideelle gassligningen for tilstand ( PV=RT) vi får:

Siden en isoterm prosess vurderes, endres den indre energien U forekommer ikke i systemet: den frigjorte eller absorberte varmen vil bli gitt eller mottatt fra miljøet, noe som vil kompensere for den midlertidige endringen i indre energi. Derfor er summen av arbeidet og varmen mottatt null:

Det vil si den absolutte verdien av entropien til en gass ved et annet trykk enn det opprinnelige er lik:

(1.32)

1. Termisk effekt av en kjemisk reaksjon

Innledende data for å beregne den termiske effekten av reaksjonen

(1.33)

tjene som formasjonsvarme (
 jegstoffer involvert i reaksjonen:

(1.34)

Hvis innenfor det aktuelle temperaturområdet en eller flere komponenter av reaksjonen gjennomgår fasetransformasjoner, er temperaturintervallet delt inn i flere deler:

Transformasjonsvarme  N Pr tas med eget eller motsatt fortegn avhengig av om det tilhører reaksjonsproduktene eller utgangsstoffer.

Entropi av reaksjon ved temperatur T beregnet med formelen

(1.36)

I nærvær av faseoverganger er integrasjonsintervallet delt inn i separate seksjoner:

Forutsatt at varmekapasiteten er beskrevet av et polynom av formen
det kan du få

1. Vurdering av den termodynamiske muligheten for en reaksjon

For typiske forhold for en kjemisk reaksjon ( T= konst, R= const) den termodynamiske muligheten for at en reaksjon oppstår bestemmes av tegnet på endringen i Gibbs energiverdi G systemet under reaksjonen. Reaksjonen skjer hvis  G< 0.

Ved å bruke data (standard formasjonsvarme (entalpi), entropi av varmekapasitet eller reduserte potensialer gitt i referansebøker om termodynamiske egenskaper til stoffer, kan du enkelt beregne endringen i standard Gibbs-potensialet når starttilstanden anses å være betingelse at alle starttrykk er lik 1 atm

. (1.40)

I prinsippet kan denne karakteristikken brukes til å estimere den termodynamiske sannsynligheten for en reaksjon. En slik vurdering bør imidlertid tilnærmes med forsiktighet, fordi starttrykket i virkelige systemer sjelden er lik 1 atm.

Absolutt pålitelig et kjennetegn på muligheten for at en reaksjon skjer under vilkårlige startforhold er den sanne endringen i Gibbs-potensialet assosiert med en endring i standardpotensialet kjemisk reaksjon isoterm ligning:

Hvor K s – likevektskonstanten for reaksjonen, og partialtrykkene s" jeg tilhører reaksjonsproduktene, og s jeg - til reagenser.

Generelt tegnet
samsvarer kanskje ikke med skiltet
.

En positiv endring i standard Gibbs energi indikerer ikke den absolutte umuligheten av reaksjonen, men bare et ubetydelig eller svært lite utbytte av produkter i standardtilstanden. Tilstedeværelsen av det andre leddet på høyre side av isotermligningen indikerer at et betydelig utbytte av produkter kan oppnås selv med positive verdier av endringen i standard Gibbs-energi. Dette vil skje på grunn av opprettelsen i systemet av et visst forhold mellom trykket til reaksjonsdeltakerne.

Termodynamisk evne forløpet av en reaksjon bør skilles fra dets praktisk mulighet , som vi mener reaksjonen fortsetter med en merkbar hastighet. Tilstedeværelsen av kinetiske hindringer kan bli et hinder for å utføre reaksjonen med den nødvendige hastigheten. Således betyr den termodynamiske muligheten for en reaksjon bare den grunnleggende gjennomførbarheten av reaksjonen, muligheten for dens spontane forekomst under forholdene under vurdering, men garanterer ikke den endelige hastigheten for omdannelse av utgangsstoffer til produkter.

Et av de viktigste spørsmålene i kjemi er spørsmålet om muligheten for at en kjemisk reaksjon kan skje. Et kvantitativt kriterium for den grunnleggende gjennomførbarheten av en kjemisk reaksjon er spesielt den karakteristiske funksjonen til systemets tilstand, kalt Gibbs-energien (G). Før vi går videre til å vurdere dette kriteriet, la oss dvele ved en rekke definisjoner.

Spontane prosesser. Spontane prosesser er prosesser som skjer uten tilførsel av energi fra en ekstern kilde. Mange kjemiske prosesser er spontane, for eksempel oppløsning av sukker i vann, oksidasjon av metaller i luft (korrosjon), etc.

Reversible og irreversible prosesser. Mange kjemiske reaksjoner fortsetter i én retning til reaktantene er helt oppbrukt. Slike reaksjoner kalles kjemisk irreversibel. Et eksempel er samspillet mellom natrium og vann.

Andre reaksjoner fortsetter først i foroverretningen, og deretter i forover- og bakoverretningene på grunn av interaksjonen mellom reaksjonsproduktene. Som et resultat dannes det en blanding som inneholder både utgangsmaterialene og reaksjonsproduktene. Slike reaksjoner kalles kjemisk reversibel. Som et resultat av en kjemisk reversibel prosess, sann (stabil) kjemisk likevekt, som er preget av følgende funksjoner:

1) i fravær av ytre påvirkninger forblir systemets tilstand uendret på ubestemt tid;

2) enhver endring i ytre forhold fører til en endring i systemets tilstand;

3) likevektstilstanden er ikke avhengig av hvilken side den nås fra.

Et eksempel på et system i en tilstand av ekte likevekt er en ekvimolekylær blanding

CO (g) + H 2 O (g) CO 2 (g) + H 2 (g).

Enhver endring i temperatur eller andre forhold forårsaker et skifte i likevekt, dvs. endre sammensetningen av systemet.

I tillegg til sanne likevekter, er det veldig ofte tilsynelatende (falske, hemmede) likevekter, når systemets tilstand vedvarer over tid i svært lang tid, men en liten innvirkning på systemet kan føre til en sterk endring i dets tilstand. Et eksempel kan være en blanding av hydrogen og oksygen, som ved romtemperatur i fravær av ytre påvirkninger kan forbli uendret på ubestemt tid. Imidlertid er det nok å introdusere platinisert asbest (katalysator) i denne blandingen, og en kraftig reaksjon vil begynne

H 2 (g) + O 2 (g) = H 2 O (l),

fører til fullstendig uttømming av utgangsstoffene.

Hvis du introduserer den samme katalysatoren under de samme forholdene i flytende vann, er det umulig å oppnå den opprinnelige blandingen.

Entropi. Tilstanden til ethvert system kan karakteriseres av verdiene til direkte målte parametere (p, T, etc.). Dette karakteristisk for makrotilstanden til systemet. Systemets tilstand kan også beskrives av egenskapene til hver partikkel i systemet (atom, molekyl): koordinat, vibrasjonsfrekvens, rotasjonsfrekvens, etc. Dette karakteristisk for systemets mikrotilstand. Systemer består av et veldig stort antall partikler, så en makrotilstand vil tilsvare et stort antall forskjellige mikrotilstander. Dette tallet kalles den termodynamiske sannsynligheten for tilstanden og er betegnet som W.

Termodynamisk sannsynlighet er assosiert med en annen egenskap ved materie - entropi (S, J/(mol. K)) – Boltzmanns formel

hvor R er den universelle gasskonstanten, og NA er Avogadros konstant.

Den fysiske betydningen av entropi kan forklares ved følgende tankeeksperiment. La en ideell krystall av et stoff, for eksempel natriumklorid, avkjøles til absolutt null temperatur. Under disse forholdene blir natrium- og klorionene som utgjør krystallen praktisk talt ubevegelige, og denne makroskopiske tilstanden er preget av én enkelt mikrotilstand, dvs. W=1, og i samsvar med (3.13) S=0. Når temperaturen øker, vil ionene begynne å svinge rundt likevektsposisjoner i krystallgitteret, antall mikrotilstander som tilsvarer én makrotilstand øker, og derfor S>0.

Slik, entropi er et mål på den uordnede tilstanden til et system. Entropien til systemet øker i alle prosesser ledsaget av en reduksjon i rekkefølgen (oppvarming, oppløsning, fordampning, dekomponeringsreaksjoner, etc.). Prosesser som skjer med økende orden (avkjøling, krystallisering, kompresjon osv.) fører til en reduksjon i entropi.

Entropi er en funksjon av tilstand, men i motsetning til de fleste andre termodynamiske funksjoner, er det mulig å eksperimentelt bestemme den absolutte verdien av entropien til et stoff. Denne muligheten er basert på M. Plancks postulat, ifølge hvilket ved absolutt null er entropien til en ideell krystall null(tredje lov av termodynamikk).

Temperaturavhengigheten til entropien til et stoff er presentert kvalitativt i fig. 3.1.

I fig. 3.1 er det klart at ved en temperatur på 0 K er entropien til stoffet null. Når temperaturen øker, øker entropien jevnt, og ved faseovergangene er det en plutselig økning i entropien, bestemt av forholdet

(3.14)

hvor Δ f.p S, Δ f.p N og T f.p er endringer i henholdsvis entropi, entalpi og faseovergangstemperatur.

Entropien til stoff B i standardtilstanden er betegnet som . For mange stoffer er de absolutte verdiene av standardentropier bestemt og gitt i referansepublikasjoner.

Entropi, som intern energi og entalpi, er en funksjon av tilstand, derfor er endringen i entropien til et system i en prosess ikke avhengig av dens bane og bestemmes kun av de innledende og endelige tilstandene til systemet. Entropien under en kjemisk reaksjon (3.10) kan finnes som differansen mellom summen av entropiene til reaksjonsproduktene og summen av entropiene til utgangsstoffene:

Begrepet entropi er brukt i en av formuleringene termodynamikkens andre lov: i isolerte systemer kan bare prosesser som skjer med en økning i entropi (ΔS>0) skje spontant. Isolerte systemer forstås som systemer som ikke utveksler verken materie eller energi med omgivelsene. Systemer der kjemiske prosesser forekommer regnes ikke som isolerte systemer, fordi de utveksler energi med omgivelsene (termisk effekt av reaksjonen) og i slike systemer kan prosesser oppstå med en reduksjon i entropi.

SO 2 (g) + 2H 2 S (g) = 3S (s) + 2H 2 O (l), hvis standardentropiene av svoveloksid (IV), hydrogensulfid, svovel og vann er 248,1; 205,64; henholdsvis 31,88 og 69,96 J/(mol K).

Løsning. Basert på ligning (3.15) kan vi skrive:

Entropien i denne reaksjonen avtar, noe som er assosiert med dannelsen av faste og flytende produkter fra gassformige stoffer.

Eksempel 3.8. Uten å gjøre beregninger, bestem tegnet på entropiendringen i følgende reaksjoner:

1) NH 4 NO 3 (k) = N 2 O (g) + 2H 2 O (g),

2) 2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g),

3) 2H2 (g) + O2 (g) = 2H20 (l).

Løsning. I reaksjon (1) danner 1 mol NH 4 NO 3 i krystallinsk tilstand 3 mol gasser, derfor D r S 1 >0.

I reaksjonene (2) og (3) synker både det totale antall mol og antall mol gassformige stoffer. Derfor, D r S 2<0 и D r S 3 <0. При этом уменьшение энтропии в реакции (3) больше, чем в реакции (2) , так как S о (H 2 O (ж)) < S о (H 2 O (г)).

Gibbs energi(isobarisk-isotermisk potensial). I mange tilfeller oppstår spontane prosesser i naturen i nærvær av en potensialforskjell, for eksempel forårsaker forskjellen i elektriske potensialer ladningsoverføring, og forskjellen i gravitasjonspotensialer forårsaker et legemes fall. Disse prosessene avsluttes når minimumspotensialet er nådd. Drivkraften bak kjemiske prosesser som skjer ved konstant trykk og temperatur er det isobarisk-isotermiske potensialet, kalt Gibbs energi og utpekt G. Endringen i Gibbs energi i en kjemisk prosess bestemmes av relasjonen

ΔG = ΔH – TΔS, (3.16)

hvor ΔG er endringen i Gibbs-energien til den kjemiske prosessen; ΔH – endring i entalpi av den kjemiske prosessen; ΔS – endring i entropi av den kjemiske prosessen; T – temperatur, K.

Ligning (3.16) kan representeres som følger:

ΔH = ΔG + TΔS. (3,17)

Betydningen av ligning (3.17) er at en del av den termiske effekten av reaksjonen brukes på å utføre arbeid (ΔG), og en del spres ut i miljøet (TAS).

Gibbs-energien er et kriterium for den grunnleggende muligheten for en spontan reaksjon. Hvis Gibbs-energien avtar under en reaksjon, kan prosessen fortsette spontant under disse forholdene:

ΔG< 0. (3.18)

Prosessen er ikke gjennomførbar under disse forholdene hvis

ΔG > 0. (3,19)

Uttrykk (3.18) og (3.19) betyr samtidig at den omvendte reaksjonen ikke kan (3.18) eller kan (3.19) oppstå spontant.

Reaksjonen er reversibel, dvs. kan flyte både fremover og bakover, hvis

Ligning (3.20) er den termodynamiske betingelsen for kjemisk likevekt.

Relasjoner (3.18)–(3.20) gjelder også for faselikevekter, dvs. til tilfeller der to faser (aggregattilstander) av samme stoff er i likevekt, for eksempel is og flytende vann.

Entalpi og entropifaktorer. Fra ligningene (3.16) og (3.18) følger det at prosesser kan skje spontant (ΔG<0), если они сопровождаются уменьшением энтальпии (ΔH<0) и увеличением энтропии системы (ΔS>0). Hvis entalpien til systemet øker (ΔH>0), og entropien avtar (ΔS<0), то такой процесс протекать не может (ΔG>0). Med andre tegn på ΔS og ΔH, bestemmes den grunnleggende muligheten for at prosessen oppstår av forholdet mellom entalpi (ΔH) og entropi (ТΔS) faktorer.

Hvis ΔH>0 og ΔS>0, dvs. Siden entalpikomponenten motsetter seg, og entropikomponenten favoriserer prosessen, kan reaksjonen foregå spontant på grunn av entropikomponenten, forutsatt at |ΔH|<|TΔS|.

Hvis entalpikomponenten favoriserer og entropikomponenten motsetter seg prosessen, kan reaksjonen fortsette spontant på grunn av entalpikomponenten, forutsatt at |ΔH|>|TΔS|.

Temperaturens påvirkning på reaksjonsretningen. Temperaturen påvirker entalpi- og entropikomponentene til Gibbs-energien, som kan være ledsaget av en endring i tegnet til Gibbs-energien til disse reaksjonene, og følgelig retningen til reaksjonene. For et grovt estimat av temperaturen der tegnet til Gibbs-energien endres, kan vi neglisjere avhengigheten av ΔH og ΔS av temperaturen. Så fra ligning (3.16) følger det at tegnet på Gibbs-energien vil endre seg ved temperatur

Det er åpenbart at en endring i tegnet til Gibbs-energien med en endring i temperaturen bare er mulig i to tilfeller: 1) ΔН>0 og ΔS>0 og 2) ΔН<0 и ΔS<0.

Standard Gibbs-dannelsesenergi er endringen i Gibbs-energien til reaksjonen ved dannelse av 1 mol av en forbindelse fra enkle stoffer som er stabile under standardbetingelser. Gibbs-energien for dannelse av enkle stoffer antas å være null. Standard Gibbs energier for dannelse av stoffer kan finnes i de tilsvarende oppslagsbøkene.

Gibbs energi av en kjemisk reaksjon. Gibbs-energien er en funksjon av tilstand, dvs. dens endring i prosessen avhenger ikke av banen for dens forekomst, men bestemmes av de innledende og endelige tilstandene til systemet. Følgelig kan Gibbs-energien til den kjemiske reaksjonen (3.10) beregnes ved å bruke formelen

Legg merke til at konklusjonene om den grunnleggende muligheten for at en reaksjon fortsetter basert på verdien Δ r G kun gjelder de forholdene som endringen i Gibbs-energien til reaksjonen beregnes for. Hvis betingelsene er forskjellige fra standard, kan ligningen brukes til å finne Δ r G van't Hoff isotermer, som for reaksjon (3.10) mellom gasser skrives som

(3.23)

og mellom oppløste stoffer -

(3.24)

hvor er partialtrykket til de tilsvarende stoffene; с А, с В, с D, с E – konsentrasjoner av de tilsvarende oppløste stoffene; a, b, d, e – tilsvarende støkiometriske koeffisienter.

Hvis reaktantene er i standardtilstand, blir ligningene (3.23) og (3.24) ligningen

Eksempel 3.9. Etabler muligheten for reaksjonen NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (k) under standardbetingelser ved en temperatur på 298,15 K, ved å bruke data på standard formasjonsentalpier og entropier.

Løsning. Basert på den første konsekvensen av Hess' lov finner vi standardentalpien til reaksjonen:

; reaksjonen er eksoterm, derfor favoriserer entalpikomponenten reaksjonen.

La oss beregne endringen i entropi av reaksjonen ved å bruke ligningen

Reaksjonen er ledsaget av en reduksjon i entropi, som betyr at entropikomponenten motvirker reaksjonen.

La oss finne endringen i Gibbs-energien til prosessen ved å bruke ligning (3.16):

Dermed kan denne reaksjonen foregå spontant under standardbetingelser.

Eksempel 3.10. Ved hjelp av data på standard entalpier for formasjon og entropier, bestemme ved hvilken temperatur likevekt oppstår i systemet N 2(g) + 3H 2(g) = 2NH 3(g).

Løsning. Likevektsbetingelsen for systemet er ΔG=0. For å gjøre dette, ved å bruke relasjon (3.21), finner vi temperaturen der ΔG=0. La oss beregne standardentalpien og entropien til reaksjonen:

Entalpikomponenten favoriserer, og entropikomponenten motarbeider, reaksjonen, som betyr at ved en viss temperatur er en endring i tegnet til Gibbs-energien mulig, dvs. en endring i reaksjonsretningen.

Likevektstilstanden vil bli skrevet som følger:

ΔG = ΔH – TΔS,

eller, ved å erstatte numeriske verdier, får vi

0 = - 92,38 – T(-198,3) 10 -3.

Derfor vil reaksjonen være i likevekt ved temperatur

TIL.

Under denne temperaturen vil reaksjonen gå fremover, og over denne temperaturen vil den gå i motsatt retning.

Eksempel 3.11. Ved en viss temperatur T fortsetter den endoterme reaksjonen A® B praktisk talt å fullføres. Bestem: a) tegnet på D r S-reaksjonen; b) tegn på DG-reaksjon B® A ved temperatur T; c) muligheten for at reaksjonen B® A oppstår ved lave temperaturer.

Løsning. a) Den spontane forekomsten av reaksjonen A ® B indikerer at DG<0. Поскольку DН>0, deretter fra lign.
DG = DH - TDS det følger at DS>0; for omvendt reaksjon B ® A DS<0.

b) For reaksjonen A ® B DG<0. Следовательно, для обратной реакции при той же температуре DG>0.

c) Reaksjon A ® B er endoterm (DH<0), следовательно, обратная реакция В ® А экзотермическая. При низких температурах абсолютная величина члена TDS мала, так что знак DG определяется знаком DН. Следовательно, при достаточно низких температурах протекание реакции В ® А возможно.

Eksempel 3.12. Beregn Gibbs-energien og finn ut om reaksjonen CO + Cl 2 ÛCOCl 2 er mulig ved en temperatur på 700 K hvis likevektskonstanten for reaksjonen ved denne temperaturen er 10,83 atm -1 og partialtrykket til alle komponentene er like og like til enhet.

Løsning. Forholdet mellom D r G 0 og K r av reaksjonen A + B Û C + D er gitt av isotermligningen (3.22)

Under standardforhold, når partialtrykket til hver reaktant er 1 atm, vil dette forholdet ta formen

Følgelig kan reaksjonen ved T = 700 K foregå spontant i foroverretningen.

Spørsmål og oppgaver til selvstudium

1. Gi numeriske verdier for trykk og temperatur i det internasjonale enhetssystemet, samt i atmosfærer, millimeter kvikksølv og grader Celsius, tilsvarende standard og normale forhold.

2. Hvilken betingelse tilfredsstiller tilstandsfunksjoner? Hva bestemmer endringen i verdien av statsfunksjonen i en prosess?

3. Hvilke parametere kjennetegnes av konstansen til isobar-isotermiske og isokor-isotermiske prosesser?

4. Formuler termodynamikkens første lov.

5. Under hvilke forhold vil den termiske effekten av prosessen være: a) lik endringen i entalpien til denne prosessen; b) lik endringen i prosessens indre energi?

6. Den kjemiske reaksjonen foregår i en forseglet reaktor. Endringen i hvilken tilstandsfunksjon vil bestemme den termiske effekten av reaksjonen?

7. Under en kjemisk reaksjon øker temperaturen i systemet. Er denne prosessen eksoterm eller endoterm? Hvilket tegn (+) eller (-) har endringen i entalpien til denne prosessen?

8. Formuler Hess’ lov.

9. Definer konseptet "standard entalpi for dannelse av et stoff."

10. Hva er standardentalpiene for dannelse av molekylært klor og jernmodifikasjonen α-Fe, som er stabil ved en temperatur på 298 K?

11. Standardentalpien for dannelse av hvitt fosfor er null, og den for rødt fosfor er (-18,41) kJ/mol. Hvilken allotrop modifikasjon er mer stabil ved en temperatur på 25 o C?

12. Formuler den første konsekvensen av Hess’ lov.

13. Definer konseptet "standard forbrenningsentalpi av et stoff."

14. Hvordan er standardentalpien for dannelse av karbondioksid og standardentalpien for forbrenning av karbonmodifikasjon, grafitt, stabil ved T = 298 K relatert til hverandre?

15. Gi 3 eksempler på spontant forekommende kjemiske prosesser.

16. List opp tegnene på kjemisk (ekte) likevekt.

17. Gi eksempler på prosesser ledsaget av: a) en økning i entropi; b) reduksjon i entropi.

18. Hvilket fortegn skal endringen i entropi av en spontant opptredende reaksjon ha hvis Δ r H = 0?

19. Hvilket tegn skal endringen i entropi av reaksjonen ved termisk dekomponering av kalsiumkarbonat ha? Hvorfor? Skriv reaksjonsligningen.

20. Hvilke termodynamiske egenskaper hos reaksjonsdeltakerne må være kjent for å avgjøre om reaksjonen kan skje?

21. En eksoterm reaksjon mellom gasser er ledsaget av en økning i volum. Hva kan sies om muligheten for en slik reaksjon?

22. I hvilke av følgende tilfeller er det mulig å endre reaksjonsretningen når temperaturen endres: a) DH<0, DS<0; б) DH>0, DS>0; c) DH<0, DS>0; d) DH>0, DS<0?

23. Finn standardentalpien til oksidasjonsreaksjonen av gassformig svovel(IV)oksid med oksygen til gassformig svovel(VI)oksid. Standardentalpier for dannelse av SO 2 – (-297 kJ/mol) og SO 3 – (-395 kJ/mol).

Svar: -196 kJ.

24. Angi tegnet på entropiendringen i følgende reaksjoner:

a) CO (G) + H2 (G) = C (T) + H20 (G);

b) C02 (G) + C (T) = 2 CO (G);

c) FeO (T) + CO (G) = Fe (T) + CO2 (G);

d)H20 (F) = H20 (G);

Svar: a)(-); b)(+); i)(~0); d) (+);e)(-).

25. Finn standardentropien til reaksjonen av oksidasjon av gassformig svovel(IV)oksid med oksygen til gassformig svovel(VI)oksid. Standardentropier for dannelse av SO 2 – (248 J/(mol K), SO 3 – (256 J/(mol K)), O 2 – (205 J/(mol K).

Svar: -189 J/K.

26. Finn entalpien for reaksjonen av syntesen av benzen fra acetylen hvis forbrenningsentalpien av benzen er (-3302 kJ/mol), og den for acetylen er (-1300 kJ/mol).

Svar: - 598 kJ.

27. Finn standard Gibbs-energi for dekomponeringsreaksjonen av natriumbikarbonat. Er det mulig for en spontan reaksjon å oppstå under disse forholdene?

Svar: 30,88 kJ.

28. Finn standard Gibbs energi for reaksjonen 2Fe (T) + 3H 2 O (G) = Fe 2 O 3 (T) + 3H 2 (G) (reaksjon av korrosjon av karbonstål med vanndamp). Er det mulig for en spontan reaksjon å oppstå under disse forholdene?

Svar: -54,45 kJ.

29. Ved hvilken temperatur vil kjemisk likevekt oppstå i systemet 2NO (g) + O 2 (g) Û 2NO 2 (g)?

Svar: 777 K.

30. Finn den termiske effekten av fordampningsprosessen av 1 g vann (spesifikk fordampningsvarme) ved en temperatur på 298 K, hvis standardentalpien for dannelse av H 2 O (l) er (-285,84 kJ/mol), og gassformig - (-241,84 kJ/mol).

Svar: 2,44 kJ/g.

3.4.Oppgaver for nåværende og mellomliggende kontroller

Seksjon I

1. Prosessen med dannelse av karbondioksid ved brenning av grafitt i oksygen kan skje på to måter:

I. 2C (g) + 02 (g) = 2CO (g); 2CO (g) + O 2 = 2CO 2 (g), D r N° = -566 kJ.

II. C (g) + O 2 (g) = CO 2 (g), D r N° = -393 kJ.

Finn D f H°(CO).

Svar: -110 kJ/mol.

2. Beregn dannelsesentalpien og forbrenningsentalpien av karbonmonoksid (CO) basert på reaksjonene nedenfor:

I. 2С (g) + O 2 (g) = 2СО (g), D r Н° = -220 kJ.

II. 2СО (g) + О 2 (g) = 2СО 2 (g), D r Н° = -566 kJ.

Svar: -110 kJ/mol; -283 kJ/mol.

3. Finn standardentalpien for dannelse av natriumsulfitt fra den termokjemiske ligningen

4Na 2 SO 3 (cr) = 3Na 2 SO 3 (cr) + Na 2 S (cr) – 181,1 kJ,

Hvis kJ/mol og kJ/mol.

Svar: -1090 kJ/mol.

4. Finn standardentalpien for metanforbrenning basert på reaksjonen CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g), D r Н° = -802 kJ.

Svar: -802 kJ/mol.

5. Forutsi om det vil være positivt eller negativt.

endring i entropi av systemet i reaksjoner:

a) H20 (g)® H20 (g) (ved en temperatur på 25°C);

b) CaC03 (t)® CaO (t) + CO2 (g);

c) N2 (g) + 3H2 (g) = 2NH3 (g);

d) N2 (g) + O2 (g) = 2NO (g);

e) Ag + (løsning) + Cl - (løsning) = AgCl (s).

Gi forklaringer uten å gjøre beregninger.

Svar: a) +; b) +; V) -; d) ~0; d) -.

6. Forutsi tegnet til DS-systemet i hvert av følgende

prosesser:

a) fordampning av 1 mol CCl 4(l);

b) Br2(g) -> Br2(l);

c) utfelling av AgCl(er) ved å blande NaCl(aq) og AgNO 3 (aq).

Gi en forklaring.

Svar: a) +; b) -; V)-.

7. Ved å bruke de tabellerte verdiene av absolutte verdier av entropiene til stoffer under standardbetingelser (S°), sammenlign verdiene til de absolutte entropiene til stoffer ved en temperatur på 298 K i hvert av parene som er oppført under:

a) 02(g) og 03(g);

b) C (diamant) og C (grafitt);

c) NaCl (t) og MgCl2 (t).

Forklar årsaken til forskjellen i S° i hvert tilfelle.

8. Beregn D r S° for reaksjoner

a) N2 (g) + 3H2 (g) = 2NH3 (g); b) 2SO 2 (g) + O 2 (g) = 2SO 3 (g) ,

ved å bruke tabulerte verdier for de absolutte entropiene til stoffer under standardforhold.

Svar: a) -197,74 J/K; b) -188,06 J/K.

9. Bruke de tabellerte verdiene for absolutte en-

tropium (S°), beregn D r S° for følgende prosesser:

a) CO (g) + 2H2 (g) = CH30H (g);

b) 2HCl (g) + Br2 (g) = 2HBr (g) + Cl2 (g);

c) 2N02 (g) = N204 (g).

Stemmer tegnet på verdien av D r S° i hvert tilfelle med det som bør forventes på grunnlag av kvalitative ideer? Forklar svarene dine.

Svar: a) -218,83 J/K; b) 94,15 J/K; c) -175,77 J/K.

10. Standardentalpien for dannelse av CO (g) er -110,5 kJ/mol. Forbrenningen av 2 mol CO (g) frigjorde 566 kJ varme. Kalkulere

Svar: -393,5 kJ/mol.

11. Bestem mengden varme som frigjøres ved bråkjøling av 100 kg kalk med vann: CaO (k) + H 2 O (l) = Ca(OH) 2 (k), hvis standard formasjonsvarme er CaO (k), H20(l), Ca(OH)2(k) er lik henholdsvis -635,14; -285,84; -986,2 kJ/mol.

Svar: -1165357,2 kJ.

12. Bestem entalpien for dekomponering av hydrogenperoksid (H 2 O 2) til vann og oksygen ved å bruke dataene nedenfor:

SnCl2(p) + 2NCl (p) + H2O2(p) = SnCl4(p) + 2H2O (l), Dr N°=-393,3 kJ;

SnCl 2 (p) + 2 HCl (p) + 1/2O 2 (g) = SnCl 4 (p) + H 2 O (l), D r N° = -296,6 kJ.

Svar: - 96,7 kJ.

13. Beregn mengden varme som frigjøres ved produksjon av 10 6 kg ammoniakk per dag, hvis

Svar: -2.7. 109 kJ.

14. Bestem basert på følgende data:

P4(cr) + 6Cl2(g) = 4PCl3(l), DrN° = -1272,0 kJ;

PCl3(l) + Cl2(g) = PCl5(cr), DrN° = -137,2 kJ.

Svar: -455,2 kJ/mol.

15. Beregn endringen i entalpien til reaksjonen under standardbetingelser: H 2 (g) + 1/3O 3 (g) = H 2 O (g), basert på følgende data:

2O 3 (g) = 3O 2 (g), D r Н° = -288,9 kJ,

kJ/mol.

Svar: -289,95 kJ.

16. Beregn standardentalpien for reaksjonen til PbO-dannelsen ved å bruke følgende data:

1) 2Pb (cr) + O 2 (g) = 2PbO 2 (cr) – 553,2 kJ;

2) 2PbO2 (cr) = 2PbO (cr)) + O2 (g) + 117,48 kJ.

Svar: -217,86 kJ/mol.

17. Beregn standardentalpien for reaksjonen for dannelse av CuCl ved å bruke følgende data:

1) CuCl 2 (cr) + Cu (cr) = 2 CuCl (cr) – 63,5 kJ;

2) Cu (cr) + Cl 2 (g) = CuCl 2 (cr) – 205,9 kJ.

Svar: 134,7 kJ/mol.

18. Beregn Δ f H° av metylalkohol i flytende tilstand, med kjennskap til følgende data:

H2(g) + 1/202(g) = H20(l), DrN° = -285,8 kJ;

C (g) + O 2 (g) = CO 2 (g), D r N° = -393,7 kJ;

CH 3 OH (l) + 3/2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (l), D r N° = -715,0 kJ.

Svar: -250,3 kJ/mol.

19. Standardentalpiene for forbrenning av benzen og acetylen er henholdsvis -3270 og -1302 kJ/mol. Bestem D r H° for omdannelsen av acetylen til benzen: 3C 2 H 2 (g) = C 6 H 6 (g).

Svar: -636 kJ.

20. Bestem standardentalpien for dannelse av jern(III)oksid hvis 146,8 kJ varme frigjøres under oksidasjonen av 20 g jern.

Svar: -822 kJ/mol.

21. Regn ut hvor mye varme som frigjøres ved produksjon av 22,4 liter ammoniakk (antall), hvis

N 2(g) + 3N 2(g) = 2NH 3(g), D r N° = -92 kJ.

Svar: -46 kJ.

22. Bestem Δ f H° etylen ved å bruke følgende data

C2H4 (g) + 302 (g) = 2CO2 (g) + 2H20 (g) -1323 kJ;

C (g) + O 2 (g) = CO 2 (g) -393,7 kJ;

H2 (g) + 1/202 (g) = H20 (g) -241,8 kJ.

Svar: 52 kJ/mol.

23. Beregn entalpien til reaksjonen F (g) + Li (g) = F - (g) + Li + (g),

hvis F (g) + e = F - (g) -322 kJ/mol;

Li (g) = Li + (g) + e +520 kJ/mol.

Svar: 198 kJ.

24. Beregn standardentalpien til reaksjonen for dannelse av Hg 2 Br 2 ved å bruke følgende data:

1) HgBr 2 (cr) + Hg (l) = Hg 2 Br 2 (cr) – 37,32 kJ;

2) HgBr2 (cr) = Hg (l) + Br2 (l) +169,45 kJ.

Svar: -206,77 kJ/mol.

25. Beregn standardentalpien for reaksjonen for dannelse av natriumbikarbonat ved å bruke følgende data:

2NaНSO 3 (cr) = Na 2 CO 3 (cr) + CO 2 (g) + H 2 O (g) + 130,3 kJ,

Hvis kJ/mol;

C (g) + O 2 (g) = CO 2 (g) – 393,7 kJ; H2 (g) + 1/202 (g) = H20 (g) -241,8 kJ.

Svar: -947,4 kJ/mol.

26. Beregn standardentalpien for reaksjonen for dannelse av CaCO 3 (cr), ved å bruke følgende data:

Ca(OH)2(k) + CO2(g) = CaCO3(cr) +173,9 kJ;

C (g) + O 2 (g) = CO 2 (g) – 393,7 kJ;

kJ/mol.

Svar: -1206 kJ/mol.

27. Bestem standardentalpien for dannelse av jern(III)oksid hvis reaksjonen

2Fe + Al 2 O 3 = Fe 2 O 3 + 2 Al

for hver 80 g Fe 2 O 3 absorberes 426,5 kJ varme, kJ/mol.

Svar: -823 kJ/mol.

28. Hvor mye varme må brukes for å få 11,2 kg jern, hvis FeO (s) + H 2 (g) = Fe (s) + H 2 O (g) + 23 kJ i henhold til den termokjemiske ligningen .

Svar: 4600 kJ.

29. Finn forbrenningsvarmen til diamant hvis standard forbrenningsvarmen til grafitt er -393,51 kJ/mol, og varmen

faseovergangen C(grafitt) ® C(diamant) er

1,88 kJ/mol.

Svar: -395,39 kJ/mol.

30. Hvor mye varme frigjøres når 1 kg rødt fosfor omdannes til svart fosfor, hvis det er kjent

at standardentalpiene for dannelse av rødt og svart fosfor er henholdsvis -18,41 og -43,20 kJ/mol.

Svar: -800 kJ.

Seksjon II

Beregn standardendringen i Gibbs-energien til en kjemisk reaksjon ved en temperatur på 25 °C basert på verdiene til standardentalpier for dannelse og absolutte entropier av kjemiske forbindelser, og finn muligheten for en spontan reaksjon:

1. 4NH 3g + 5O 2g = 4NO g + 6H 2O g.

Svar: -955,24 kJ; reaksjon er mulig.

2. SO 2g + 2H2Sg = 3Sk +2H2Ol.

Svar: -107,25 kJ; reaksjon er mulig.

3. 2H 2 S g + 3O 2 g = 2H 2 O g + 2SO 2 g.

Svar: -990,48 kJ; reaksjon er mulig.

4. 2NO g + O 3 g + H 2 O l = 2HNO 3 l.

Svar: - 260,94 kJ; reaksjon er mulig.

5. 3Fe 2 O 3k + CO g = 2Fe 3 O 4k + CO 2 g.

Svar: - 64,51 kJ; reaksjon er mulig.

6. 2CH 3 OH g + 3O 2g = 4H 2 O g + 2CO 2g.

Svar: - 1370,46 kJ; reaksjon er mulig.

7. CH 4g + 3CO 2g = 4CO g + 2H 2 O g.

Svar: 228,13 kJ; reaksjon er umulig.

8. Fe 2 O 3k + 3CO g = 2Fe k + 3CO 2g.

Svar: -31,3 kJ; reaksjon er mulig.

9. C 2H 4g + 3O 2g = 2CO 2g + 2H 2O g.

Svar: -1313,9 kJ; reaksjon er mulig.

10. 4NH 3g + 3O 2g = 6H2Og + 2N 2g.

Svar: -1305,69 kJ; reaksjon er mulig.

11. 4NO 2g + O 2g + 2H2Ol = 4HNO3l.

Svar: -55,08 kJ; reaksjon er mulig.

12. 2HNO 3g + NO g = 3NO 2g + H 2 O l.

Svar: -7,71 kJ; reaksjon er mulig.

13. 2C 2 H 2g + 5O 2g = 4CO 2g + 2H 2 O g.

Svar: -2452,81 kJ; reaksjon er mulig.

14. Fe 3 O 4k + 4H 2g = 3Fe k + 4H 2 O g.

Svar: 99,7 kJ; reaksjon er umulig.

15. 2Fe 2 O 3k + 3C k = 4Fe k + 3CO 2g.

Svar: 297,7 kJ; reaksjon er umulig.

16. Fe 3 O 4k + 4CO g = 3Fe k + 4CO 2g.

Svar: -14,88 kJ; reaksjon er mulig.

17. 2H2Sg + O 2g = 2H2Ol + 2S c.

Svar: -407,4 kJ; reaksjon er mulig.

18. Fe 2 O 3k + 3H 2g = 2Fe c + 3H 2 O g.

Svar: 54,47 kJ; reaksjon er umulig.

Beregn standardendringen i Gibbs-energien til en kjemisk reaksjon ved en temperatur på 25 °C ved å bruke verdiene til standardentalpier for dannelse og absolutte entropier av kjemiske forbindelser, og bestem hvilken temperaturlikevekt som vil oppstå i systemet.

19. 4HCl g + O 2g ↔ 2Cl 2g + 2H2Ol.

Svar: -93,1 kJ; ~552 K.

20. Cl 2g + 2HI g ↔ I 2k + 2HCl g.

Svar: -194,0 kJ; ~1632 K.

21. SO 2g + 2CO g ↔ 2CO 2g + S k.

Svar: -214,24 kJ; ~1462 K.

22. CH 4g + 2H2O g ↔ CO 2g + 4H 2g.

Svar: 113,8 kJ; ~959 K.

23. CO g + 3H 2g ↔ CH 4g + H 20 g.

Svar: -142,36 kJ; ~963 K.

Beregn endringen i Gibbs-energien til en kjemisk reaksjon ved en temperatur på 350 °C ved å bruke verdiene til standardentalpier for dannelse og absolutte entropier av kjemiske forbindelser. Overse temperaturavhengigheten til D f H° og S°. Etabler muligheten for spontane reaksjoner:

24. 2РН 3г + 4О 2г = Р 2 О 5к + 3Н 2 О g.

Svar: 1910,47 kJ; reaksjon er mulig.

25. Cl 2 g + SO 2 g + 2H 2 O 1 = H 2 SO 4 1 + 2 HCl g.

Svar: -80,0 kJ; reaksjon er mulig.

26. P 2 O 5k + 5C k = 2P k + 5СО g.

Svar: 860,0 kJ; reaksjon er umulig.

27. 2CO g + SO 2g = S til + 2CO 2g.

Svar: -154,4 kJ; reaksjon er mulig.

28. CO 2g + 4H 2g = CH 4g + 2H20 g.

Svar: -57,9 kJ; reaksjon er mulig.

29. NO g + O 3g = O 2g + NO 2g.

Svar: -196,83 kJ; reaksjon er mulig.

30. CH 4g + 2O 2g = CO 2g + 2H 2 O g.

Svar: -798,8 kJ; reaksjon er mulig.

Mulighet for spontan reaksjon;

Entropi;

Isobarisk - isotermisk potensial eller Gibbs fri energi.

Spontan prosesser kalles som et resultat av hvilke nyttig arbeid kan oppnås, ikke-spontan er prosessene det må brukes arbeid på.

La oss vurdere to spontane prosesser - oppløsningen av natriumhydroksid og oppløsningen av ammoniumnitrat:

Dette er spontane prosesser, men en av dem er ledsaget av frigjøring av varme, og den andre av absorpsjon av varme. Som vi ser, bestemmer ikke tegnet på den termiske effekten av prosessen (entalpifaktor) entydig muligheten for spontan forekomst av prosessen. Det er en annen faktor for prosessens spontanitet - entropi faktor.

Hva er entropi?

Tilstanden til ethvert system kan på den ene side beskrives ved verdien av de målte parametrene til systemet (systemets makrostater, på den annen side kan systemets tilstand beskrives av mange øyeblikkelige mikrotilstander, som). tilsvarer ulike energinivåer til mikropartiklene som utgjør systemet vårt.

Antall mikrotilstander som tilsvarer en gitt makrotilstand av et stoff kalles termodynamisk sannsynlighet dens tilstander (W), dvs. W er antall måter molekyler kan fordeles mellom ulike energinivåer.

Assosiert med den termodynamiske sannsynligheten for en tilstand er tilstandsfunksjonen til systemet, kalt entropi(S).

S = k ln W, hvor k er Boltzmanns konstant, k ≈ 1,38∙10 -23 J/K,

W er den termodynamiske sannsynligheten for systemtilstanden.

For 1 mol stoff:

S = R ln W, hvor R er den universelle gasskonstanten, her måles S i .

Oppgi sannsynlighet maksimum ved maksimal uorden i systemet, dvs. entropien er maksimal når systemet er i den mest uordnede tilstanden. Det er nettopp dette systemet streber etter spontant.

Ethvert system har en tendens til å bevege seg inn i tilstanden med størst uorden, det vil si spontant, ethvert system har en tendens til å øke entropien. OG entropi er et mål på uorden i et system. Det øker i fysiske prosesser som smelting, koking og utvidelse av gasser. I kjemiske prosesser øker entropien hvis gassformige reaksjonsprodukter oppnås fra utgangsstoffer tatt i fast eller flytende tilstand, eller hvis antall molekyler øker under reaksjonen.

Det vil si at entropien øker fordi antallet partikler i bevegelse øker.

D.S.< 0 , - энтропия уменьшается т. к. уменьшается количество частиц (из 3-х в 2) и система переходит из газообразного состояния в жидкое.

La oss vurdere endringen i entropi i systemet under overgangen fra en tilstand preget av volum V 1 til en annen - med volum V 2:

Hvis V 2 > V 1, så DS > 0, hvis V 2< V 1 , то DS < 0, т.е. при увеличении объема энтропия увеличивается.

Entropien til en ideell krystall ved absolutt null er null, så vi kan beregne den absolutte verdien av entropi for hvert stoff. Tabellene gir standard entropiverdi (S°) under standardforhold.

Entropi- en funksjon av materiens tilstand, noe som betyr at den ikke er avhengig av systemets overgangsvei fra en tilstand til en annen. For reversible isotermiske prosesser ( faseoverganger), endringen i entropi er lik endringen i entalpi delt på temperatur:

Entropi avhenger av temperatur:

Hvor С Р er den molare varmekapasiteten ved konstant trykk.