дай ответы на эти все вопросы

Кратко: химическая термодинамика изучает энергетику химических реакций и их направление. Главные формулы: \(Q=\Delta U+A\), \(H=U+pV\), \(G=H-TS\), \(\Delta G=\Delta H-T\Delta S\). Самопроизвольность при постоянных \(T\) и \(p\) определяется знаком \(\Delta G\).

1. Понятие о химической термодинамике

Химическая термодинамика — раздел физической химии, который изучает тепловые эффекты химических реакций, превращения энергии, а также возможность, направление и предел самопроизвольного протекания процессов.

Она отвечает на вопросы:

• сколько теплоты выделится или поглотится;
• может ли реакция идти самопроизвольно;
• где находится химическое равновесие.

При этом термодинамика не рассматривает механизм реакции и её скорость — этим занимается химическая кинетика.

2. Термодинамические функции

Внутренняя энергия \(U\) — сумма кинетической и потенциальной энергии всех частиц системы. Это функция состояния: её изменение зависит только от начального и конечного состояния, а не от пути процесса. Абсолютное значение \(U\) определить нельзя, поэтому на практике используют \(\Delta U\).

Энтальпия \(H\) — функция состояния: \[ H=U+pV. \] При постоянном давлении и отсутствии других видов работы теплота процесса равна изменению энтальпии: \[ Q_p=\Delta H. \] Если \(\Delta H<0\), реакция экзотермическая; если \(\Delta H>0\) — эндотермическая.

Энтропия \(S\) — мера беспорядка и рассеяния энергии в системе. Это функция состояния. Для обратимого процесса: \[ dS=\frac{\delta Q_{\text{обр}}}{T}. \] Единица измерения — \(\text{Дж}/(\text{моль}\cdot\text{К})\). Энтропия растёт при нагревании, плавлении, испарении и увеличении числа молей газа.

Свободная энергия Гиббса \(G\) — изобарно-изотермический потенциал: \[ G=H-TS. \] Её изменение при постоянной температуре: \[ \Delta G=\Delta H-T\Delta S. \] Критерий направления процесса:

• \(\Delta G<0\) — прямой процесс может идти самопроизвольно;
• \(\Delta G=0\) — равновесие;
• \(\Delta G>0\) — прямой процесс самопроизвольно не идёт, возможен обратный.

3. Первый закон термодинамики

Это закон сохранения энергии для термодинамической системы:

\[ Q=\Delta U+A, \] где \(Q\) — теплота, переданная системе; \(\Delta U\) — изменение внутренней энергии; \(A\) — работа, совершённая системой.

Иначе: \[ \Delta U=Q-A. \]

Смысл: теплота, подведённая к системе, расходуется на изменение её внутренней энергии и на совершение работы. Энергия не возникает из ничего и не исчезает бесследно.

При постоянном объёме \(A=0\), поэтому \(Q_V=\Delta U\). При постоянном давлении, если возможна только работа расширения \(A=p\Delta V\), то: \[ Q_p=\Delta U+p\Delta V=\Delta H. \]

Первый закон также означает невозможность вечного двигателя первого рода.

4. Второй закон термодинамики

В изолированной системе самопроизвольные процессы идут с увеличением энтропии: \[ \Delta S_{\text{изол}}\ge 0. \] Причём:

• \(\Delta S>0\) — самопроизвольный процесс;
• \(\Delta S=0\) — равновесие.

Энтропия изолированной системы не может самопроизвольно уменьшаться. В неизолированной системе энтропия может уменьшаться, но при этом энтропия окружающей среды возрастает так, что суммарная энтропия не убывает.

Другая формулировка: теплота не может самопроизвольно переходить от холодного тела к горячему без затраты работы. Поэтому невозможен вечный двигатель второго рода.

В химии при постоянных \(T\) и \(p\) направление процесса удобнее оценивать не по \(\Delta S\), а по \(\Delta G\): \[ \Delta G=\Delta H-T\Delta S. \]

5. Как определяют изменения \(\Delta H\), \(\Delta S\) и \(\Delta G\) в реакции

Для реакции \[ aA+bB \rightarrow cC+dD \] используют следствие из закона Гесса.

Изменение энтальпии: \[ \Delta H^\circ_{\text{р-ции}}= \sum n_i\Delta H^\circ_{\text{обр}}(\text{продукты})- \sum n_j\Delta H^\circ_{\text{обр}}(\text{исходные вещества}). \] То есть: \[ \Delta H^\circ= \left[c\Delta H^\circ_{\text{обр}}(C)+d\Delta H^\circ_{\text{обр}}(D)\right]- \left[a\Delta H^\circ_{\text{обр}}(A)+b\Delta H^\circ_{\text{обр}}(B)\right]. \]

Изменение энтропии: \[ \Delta S^\circ_{\text{р-ции}}= \sum n_iS^\circ(\text{продукты})- \sum n_jS^\circ(\text{исходные вещества}). \] Для той же реакции: \[ \Delta S^\circ= \left[cS^\circ(C)+dS^\circ(D)\right]- \left[aS^\circ(A)+bS^\circ(B)\right]. \]

Изменение энергии Гиббса: \[ \Delta G^\circ=\Delta H^\circ-T\Delta S^\circ. \] Либо через стандартные энергии Гиббса образования: \[ \Delta G^\circ_{\text{р-ции}}= \sum n_i\Delta G^\circ_{\text{обр}}(\text{продукты})- \sum n_j\Delta G^\circ_{\text{обр}}(\text{исходные вещества}). \]

Что важно помнить при расчётах по таблице:

• \(\Delta H^\circ_{\text{обр}}\) простых веществ в устойчивом стандартном состоянии равна \(0\), но их энтропия \(S^\circ\) не равна нулю;
• нужно брать значение для того агрегатного состояния, которое указано в уравнении;
• \(T\) подставляют в кельвинах;
• \(\Delta H\) и \(\Delta G\) обычно в кДж/моль, а \(S\) — в Дж/(моль·К), поэтому перед подстановкой в формулу переведите \(\Delta S\) в кДж/(моль·К).

Проверка: если \(\Delta H<0\) и \(\Delta S>0\), то \(\Delta G<0\) при любой температуре. Если оба изменения положительны, реакция возможна при высоких температурах. Если оба отрицательны — при низких.