и 1 молем еквівалента підстави.
Якщо взяти сильну кислоту HCl і сильне підставу NaOH, то рівняння реакції нейтралізації має вигляд:
+ NaOH=NaCl + H 2 O + Q нейтр.
У іонній формі:
H + + Cl - + Na + + OH - ® Na + + Cl - + H 2 O або
H + + OH - ® H 2 O + 57,22кДж/моль? екв.
Таким чином, реакція нейтралізації сильної кислоти і сильної основи зводиться до утворення H 2 O з іонів H + і OH - і тепловий ефект цієї реакції постійний і дорівнює 57,22кДж/моль? екв., а зміна ентальпії D Н ° 298=- 57,22кДж/моль? екв.
Таким чином, ентальпія нейтралізації сильних кислот і сильних основ (розрахована на 1 моль еквівалента кислоти і підстави) постійна і дорівнює D Н ° 298=- 57,22кДж/моль? екв. (або - 13,75 ккал/моль? екв.).
При нейтралізації слабких кислот (Н 2 СО 3, Н 2 S, HCN і ін.) і слабких основ (NH 3 та ін.) ентальпія нейтралізації менше (за абсолютною величиною), так як при цьому витрачається енергія на іонізацію кислоти або основи.
2. Ентропія системи. Рівняння Больцмана
Ентропія є міра невпорядкованості (безладдя) системи. Чим більше безлад системи, тим більше чисельне значення ентропії, а значить, це стан системи буде найбільш імовірним. Тому, всі процеси, пов'язані зі збільшенням безладу в системі, супроводжуються зростанням ентропії: розширення газу, розчинення твердих речовин в рідині, плавлення твердої речовини, кипіння рідини. І, навпаки, всі процеси, пов'язані зі збільшенням в системі впорядкованості (тобто зменшенням беспорядоченності) супроводжуються зменшенням ентропії: охолодження газу, стиснення газу, кристалізація та ін.
Ентропія розраховується по рівнянню Больцмана:
S=K? lnW,
де S - ентропія системи;
К - постійна Больцмана (К=R/N 0, де R - газова постійна, а N 0 - число Авагадро);
W - ймовірність стану системи (W зазвичай має дуже великі значення).
Ентропія має розмірність енергії, поділеній на температуру, і зазвичай вона відноситься до 1 молю речовини, тому виражається в Дж/моль? К. У довідниках наведено стандартні ентропії речовин, тобто при 298К і тиску 1 атм. або 1,013? 10 травня Па (позначається S ° 298). Ентропія простих речовин (Н 2, О 2 та ін.) Не дорівнює нулю і теж приводиться в довідниках.
Відзначимо, що ентропія речовини в газоподібному стані значно більше, ніж в рідкому стані, а в рідкому стані більше, ніж у твердому стані (у всіх випадках беремо 1 моль даної речовини). Наприклад,
Зміна ентропії реакції ( D S ° 298 реакції) дорівнює сумі ентропій продуктів реакції мінус сума ентропій вихідних речовин ( з урахуванням коефіцієнтів в рівнянні реакції).
Наприклад, для реакції аА + BВ ® dD + їЇ отримуємо:
D S ° 298 реакції =(d ? D S ° 298 (D) + e ? D S ° 298 (E) ) - (a ? D S ° 298 (A) + b ? D S ° 298 (B) ).
Стандартні ентропії речовин S ° 298 (D) , S ° 298 (E ) і так далі знаходять в довідниках.
3. Енергія Гіббса. Напрямки хімічних реакцій
Для визначення можливості та напрями протікання хімічної реакції існують два фактори: ентальпійного фактор (DН) і ентропійний фактор (DS). Якщо зміна ентальпії хімічної реакції DН lt; 0, то ентальпійного фактор сприяє самопроизвольному протіканню реакції в прямому напрямку, тобто зліва направо (®), а якщо DН gt; 0, то ентальпійного фактор сприяє протіканню реакції у зворотному напрямку (¬).
Якщо зміна ентропії хімічної реакції? S gt; 0, то ентропійний фактор сприяє самопроизвольному протіканню реакції в прямому напрямку (?), А якщо? S lt; 0, то ентропійний фактор сприяє протіканню реакції у зворотному напрямку (?).
Вплив обох факторів (тобто DН і DS) на напрямок протікання хімічних реакцій враховує зміну енергії Гіббса DG, яке дорівнює:
DG=DН - ТDS,
де DG - зміна енергії Гіббса хімічної реакції;
DН і DS - це зміна ентальпії та ентропії хімічної реакції;
Т - температура в ° К.
Зміна енергії Гіббса DG служить критерієм самопроізволь-ного протікання ізобарно-ізотермічних реакцій (тобто реакцій при постійній температурі і постійному тиску), а сам...
