ХІМІЧНА СПОРІДНЕНІСТЬ (НАПРЯМ ХІМІЧНИХ РЕАКЦІЙ)

Хімічні речовини під час реакцій або фазових перетворень можуть переходити у більш впорядкований або у менш впорядкований стан.

 Ентропія , Дж/К∙моль – це термодинамічна функція, що  є кількісною мірою невпорядкованості системи, хаотичності руху частинок, з яких вона складається.

;

 – стала Больцмана,  .

 – термодинамічна ймовірність, число мікростанів, якими може бути здійснено даний  макростан системи.

Зміна ентропії реакції ΔS⁰_х.р. обчислюється як різниця між сумою ентропій утворення продуктів та сумою ентропій утворення реагентів: 

,

де – стандартні ентропії утворення продуктів і реагуючих речовин, Дж/моль·К (таблиця 4).

Наприклад для реакції:      

;

Ентропія зростає із збільшенням інтенсивності руху частинок і ступеня безладності в системі: при нагріванні, плавленні, випаровуванні, збільшенні числа моль газоподібних речовин, у процесах хімічного розкладу. Для таких процесів ΔS⁰  > 0.

Процеси, пов’язані із впорядкуванням системи, наприклад, процеси конденсації, кристалізації, стиснення, полімеризації, переходу до більш впорядкованої кристалічної структури, синтезу – ведуть до зменшення ентропії, ΔS⁰ <0.

Наприклад,        ;       ∆S_х.р.< 0;

;      ∆S⁰_х.р.< 0;

;          ∆S_х.р.> 0;

;           ∆S_х.р. < 0.

Рушійною силою хімічної реакції у ізобарно-ізотермічному процесі є вільна енергія Гіббса (ізобаро-ізотермічний потенціал) , кДж/моль. Величина  залежить від природи речовин, їх кількості і від температури.

Самовільно можуть проходити лише реакції, які супроводяться зменшенням вільної енергії Гіббса: . Отже, енергія Гіббса – це міра хімічної спорідненості.

Зміна вільної енергії Гіббса визначається двома факторами: енергетичним (ΔH_х.р.) і термодинамічним (ентропійним) (T·ΔS⁰_х.р.).

,

Термодинамічні функції ,  і  є функціями стану, тобто залежать лише від початкового і кінцевого станів системи і не залежать від шляху перебігу процесу.

Для стандартних умов зміну енергії Гіббса хімічного процесу можна визначити як різницю між сумою вільних енергій продуктів реакції та реагуючих речовин:

,

 – стандартні енергії Гіббса утворення продуктів і реагуючих речовин, кДж/моль (таблиця 4).

Наприклад для реакції:

       ΔG⁰_х.р. = (c·ΔG⁰_утв.(C) + d·ΔG⁰_утв.(D)) – (a·ΔG⁰_утв.(A)+ b·ΔG⁰_утв.(B)).

Характер зміни енергії Гіббса дає можливість зробити висновки про термодинамічну можливість перебігу реакції:

 – відбувається пряма реакція;

 – відбувається зворотна реакція;

 – ознака стану термодинамічної рівноваги.

Відповідно температура, при якій система перебуває в рівновазі () визначиться з відношення:

.

Ця температура вважається температурою  початку реакції.