- •1. Первый закон термодинамики
- •2. Тепловые эффекты химических процессов
- •3. Закон гесса и следствия из него
- •1.Тепловой эффект обратного процесса равен по величине тепловому эффекту прямого процесса, но с противоположным знаком.
- •2. Тепловой эффект кругового процесса равен нулю.
- •4. Энтропия. Второй и третий законы термодинамики
- •5. Энергия гиббса
- •Энтальпийный и энтропийный факторы и направление процесса
- •Влияние температуры на направление реакции
- •Стандартная энергия Гиббса образования.
- •6. Константа равновесия и изобарно–изотермический потенциал реакции
- •7. Термохимические измерения и вычисления
- •8. Лабораторные работы
- •8.1. Определение энтальпии реакции нейтрализации
- •8.2. Определение энтальпии реакции присоединения кристаллизационной воды к безводной соли (энтальпия гидратации)
- •8.4. Определение энтальпии образования соли
- •9. Вычисления энергии связи по тепловому эффекту
- •10. Контрольные вопросы
- •11.Тестовые задания для самопроверки по теме:
- •12. Примеры решения задач
- •13. Рекомендации для самостоятельной работы студентов
- •14.Требования к знаниям и умению
- •Сыркин Алик Михайлович
- •Редактор л.А.Маркешина
- •Тираж 600 экз. Заказ
Федеральное агентство по образованию
Государственное образовательное учреждение высшего
профессионального образования
«УФИМСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ НЕФТЯНОЙ
ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ»
О.Ф. Булатова, А.М. Сыркин
Тепловые эффекты и направление химических процессов
Учебное пособие
Уфа 2008
УДК 544.3(07)
ББК 24.53я7
Б 90
Утверждено Редакционно-издательским советом УГНТУ
в качестве учебного пособия
Рецензенты:
Зав. кафедрой «Общая химия» Башкирского государственного
медицинского университета, д-р хим. наук, проф. Е.В.Пастушенко
Зав. кафедрой «Общая химия» Уфимской государственной академии
экономики и сервиса, канд. хим. наук, доц. И.П.Журкина
Булатова О.Ф., Сыркин А.М.
Б 90 Тепловые эффекты и направление химических процессов: учеб.
пособие.– Уфа: Изд-во УГНТУ, 2008.– 66с.
ISBN 978–5–7831–0839–6
В данном учебном пособии изложены основы химической термодинамики, приводятся разбор задач, учебно-исследовательский эксперимент по определению тепловых эффектов различных химических процессов, контрольные задания для проверки качества усвоения изучаемого материала, показаны примеры термохимических вычислений.
Учебное пособие рекомендуется студентам первого курса всех специальностей дневной и вечерней форм обучения.
УДК 544.3(07)
ББК 24.53я7
ISBN 978–5–7831–0839–6 ©Уфимский государственный
нефтяной технический университет, 2008
©Булатова О.Ф., Сыркин А.М., 2008
ВВЕДЕНИЕ
Данное учебное пособие для тех, кто хотел бы разобраться в основах химической термодинамики. Химическая термодинамика – это наука о движущих силах химических реакций.
Химическая реакция – это процесс. Любой процесс есть движение. Для движения необходима сила. А сила – это работа, отнесённая к единице пути. Химическая реакция есть превращение одних веществ в другие, поэтому за единицу пути химической реакции принимается количество превращенного вещества. Обычно количество вещества измеряется числом молей. Источником (первопричиной) любой силы является либо убыль энергии (ΔU<0), либо увеличение энтропии (ΔS>0). Энергия – это мера движения, а энтропия – мера свободы. Две эти силы всегда направлены навстречу друг другу. При их равенстве система находится в равновесии.
Результат действия энтальпийного и энтропийного факторов отражает термодинамический потенциал. В условиях постоянных температуры и давления этот потенциал называют энергией Гиббса G. Изменение энергии Гиббса ΔG позволяет ответить на принципиальный вопрос: «Возможна реакция или нет?» Если реакция термодинамически разрешена, то можно искать условия для её проведения. Любая реакция в конечном итоге определяется скоростью. Проблемой изучения скоростей и механизмов химических реакций занимается химическая кинетика.
1. Первый закон термодинамики
В термодинамике весь объективный мир делится на систему и окружающую среду.
Система – это некоторая часть материального мира, ограниченная реальной или воображаемой поверхностью. В качестве системы можно рассматривать и колбу с раствором, и автомобильный двигатель, и живой организм, и планету в целом. В термодинамической системе число молекул должно быть бесконечно большим. Система может обмениваться с окружающей средой веществом и энергией. Обмен энергией осуществляется как в форме теплоты, так и в форме работы. Теплота – мера передачи молекулярного хаотического движения, а работа мера передачи упорядоченного обычно механического движения. Теплота и работа свойства процесса. Система, у которой отсутствует обмен веществом с окружающей средой, называется закрытой, а если отсутствует также и обмен энергией – изолированной системой.
Совокупность всех свойств системы есть её состояние. Все свойства между собой связаны уравнениями состояния, позволяющими по одним из них вычислить другие. Те свойства, которые задаются, называются параметрами состояния, а вычисляемые – функциями состояния. Деление свойств на параметры и функции состояния субъективно. Обычно за параметры принимают измеримые свойства: температура, давление, объём, концентрация и др. Энергия, энтальпия, энтропия и некоторые другие свойства обычно выступают в качестве функции состояния, их рассчитывают.
Химические реакции обычно проводят при постоянном давлении (например в открытой колбе) или при постоянном объёме (например в автоклаве), т.е. они являются соответственно изобарным или изохорным процессами.
Энергетический эффект химического процесса возникает за счёт изменения в системе внутренней энергии U. Внутренняя энергия – это общий запас энергии системы, который складывается из энергии движения и взаимодействия молекул, энергии движения и взаимодействия ядер и электронов в атомах, молекулах и кристаллах, внутриядерной энергии и т.п. (т.е. все виды энергии, кроме кинетической энергии системы как целого и её потенциальной энергии положения относительно других систем).
Первый закон термодинамики утверждает: подведённое тепло Q, расходуется на изменение внутренней энергии системы ΔU и на совершение работы против внешних сил A:
Q = ΔU + A (1)
В термодинамике принято считать работу положительной, если она выполняется системой.
2. Тепловые эффекты химических процессов
Тепловой эффект процесса – это энергообмен системы с окружающей средой в виде молекулярного хаотического движения.
Химические процессы могут идти с выделением или с поглощением тепла. На разрыв связей в молекулах исходных веществ энергия затрачивается, а при образовании связей в молекулах продуктов реакции энергия выделяется. Если общее количество затраченной энергии больше выделенной, то процесс идет с поглощением энергии и является эндотермическим. Если же количество выделенной энергии больше затраченной, то процесс осуществляется с выделением энергии и является экзотермическим.
Количество выделенной или поглощенной энергии зависит от состояния и количества веществ, составляющих химическую систему.
Образования воды можно записать следующими термохимическими уравнениями:
2H2 (г) + O2 (г)=2H2O(г); Q = –483,60 кДж
H2 (г) + ½ O2 (г)=H2O(г); Q = –241,80 кДж
H2 (г) + ½O2 (г)=H2O(ж); Q = –285,85 кДж
Процесс образования воды является экзотермическим, т.к. сопровождается выделением тепла, – затрата энергии на разрыв связей в молекулах Н2 и О2 меньше, чем величина энергии выделяющейся при образовании связей в молекуле Н2О. Если получать воду в жидком состоянии, то энергетический эффект процесса будет больше, т.к. в этом случае выделится большее количество тепла. Действительно, при образовании одного моля воды в жидком состоянии из газообразных кислорода и водорода выделяется
285,25 кДж.
Уравнения химических реакций, в которых указываются состояния веществ и тепловые эффекты, называются термохимическими.
Для возможности сопоставления энергетических эффектов различных процессов их принято измерять в стандартных условиях: при температуре 25°С (298 К) и давлении 1 атм (1,1013 105 Па).
Тепловой эффект реакции образования одного моля сложного вещества из простых веществ в агрегатных состояниях, отвечающих стандартным условиям, называется теплотой образования данного вещества. Теплота образования простых веществ в стандартном состоянии принимается равной нулю.
В рассмотренном примере тепловой эффект третьего термохимического уравнения представляет собой величину теплоты образования воды, т.к. значения тепловых эффектов отвечают стандартным условиям и все вещества находятся в устойчивых агрегатных состояниях. В справочной термохимической литературе, кроме теплоты образования, можно найти также значения теплоты сгорания некоторых веществ. Теплота сгорания легко поддается измерению и исторически была одной из первых типов теплоты, которая систематически измерялась и табулировалась.
Теплотой сгорания вещества называют тепловой эффект реакции окисления в кислороде (O2) 1 моль вещества с образованием оксидов, устойчивых в стандартных условиях.
Например, тепловой эффект реакции
С2Н6 (г) + 7/2O2 (г)=2СО2 (г) + 3Н2О(ж), равный –1559,88 кДж/моль, является теплотой сгорания этана.
Значения теплоты образования и сгорания различных веществ используются для осуществления различных термохимических вычислений.
Для химических реакций под работой в основном подразумевается действие против внешнего давления. Она связана с изменением объёма. Например, при выделении газа в ходе реакции (рис 1.) Работа против внешнего давления равна произведению давления p на изменение объема системы ΔV при переходе её из состояния 1 в состояние 2:
А = р(V2 – V1) = р ΔV .
Рис. 1. Работа, выполняемая химической системой против внешнего давленияр (поршень невесомый)
При изохорном процессе (V=const), ΔV=0 и А= pΔV=0. Тогда, обозначив символом Qv тепловой эффект, согласно первому закону термодинамики (1) можно записать:
Qv = ΔU, (2)
т.е. тепловой эффект химической реакции при постоянном объёме равен изменению внутренней энергии.
Химические реакции чаще проводят в открытых сосудах, т.е. при практически постоянном атмосферном давлении (p=const). В этом случае, обозначив тепловой эффект реакции Qp, имеем
QР = ΔU + pΔV
Полученное выражение можно упростить, если воспользоваться термодинамической функцией, которая называется энтальпией. Энтальпию обозначают буквой Н и определяют как Н = U + pV.
Энтальпию можно рассматривать как энергию расширенной системы. Таким образом,
Qp = ∆U + р∆V = U2 –U1+р∙(V2 –V1) = (U2+ рV2) – (U1+ рV1) = H2 – H1 = ∆H
QР = ΔН, (3)
т.е. тепловой эффект реакции при постоянном давлении равен изменению энтальпии.
Отметим, что реакции, в которых исходные вещества и продукты находятся в жидком или твердом состоянии, протекают без существенных изменений объёма. В химической термодинамике объёмами конденсированных фаз пренебрегают. Например, 1 моль жидкой воды занимает объём 18 мл – 18 10–3 л, а в парообразном состоянии 22,4 л. Поэтому для конденсированных веществ ΔV≈0 и pΔV≈0, а ΔН≈ΔU. Если в реакции участвуют газы, то изменение объёма может быть значительным, и в этом случае ΔН и ΔU сильно отличаются. Произведение pV для n молей газа будет равно nRT. Если в реакции расходуется n1 молей газообразных веществ и образуется n2 молей газообразных продуктов, то рΔV=(n2–n1) RT=ΔnRT. Следовательно,
Qp = ΔН = ΔU + ΔnRT = Qv + ΔnRT (4)