Лекция № 8 (проблемная)

I закон термодинамики.

Цель: Ввести представление о том, что составной частью химической реакции являются энергетические изменения. Обсудить основные законы термодинамики.

Ключевые слова: Основные законы термодинамики; термохимия; система - открытая, изолированная, закрытая; экзотермические и эндотермические реакции; термодинамические параметры состояния – температура, давление, концентрация, объем; внутреняя энергия; процессы - адиабатический, изотермический, изохорный, изобарный; I закон термодинамики; энтальпия, закон Гесса.

План.

1. Введение в термохимию.

2. I закон термодинамики. Энтальпия.

3. Тепловой эффект реакции. Закон Гесса.

1. Введение в термохимию.

Химические реакции сопровождаются выделением или поглощением энергии. Если энергия выделяется или поглощается в виде теплоты, то такие реакции записываются посредством уравнений химической реакций с указанием тепловых эффектов, при этом необходимо указывать фазовый состав реагирующих веществ.

Химические реакции, протекающие с выделением тепла, называются экзотермическими, а с поглощением тепла – эндотермическими. Изучением тепловых эффектов реакций занимается термохимия. В термохимии тепловой эффект реакции обозначается Q и выражается в кДж. Термохимия составляет один из разделов химической термодинамики, изучающей:

1) переходы энергии из одной формы в другие и от одной совокупности тел к другим;

2) энергетические эффекты, сопровождающие химические и физические процессы;

3) возможность, направление и глубину осуществления химических и фазовых процессов в данных условиях.

Каждое отдельное вещество или их совокупность представляет собой термодинамическую систему. Если термодинамическая система не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией, ее называют изолированной. Такая идеализированная система используется как физическая абстракция при рассмотрении процессов, исключающих влияние внешней среды. Система, обменивающаяся с окружающей средой только энергией, называется закрытой. Если же возможен энергетический и материальный обмен – система открытая.

Состояние системы определяется термодинамическими параметрами состояния – температурой, давлением, концентрацией, объемом и т. д. Система характеризуется, кроме того, такими свойствами как внутренняя энергия U, энтальпия H, энтропия S, энергия Гиббса G. Их изменение в ходе химических реакций характеризуют ее энергетику системы. Перечисленные свойства системы зависят от температуры, давления, концентрации, поэтому они называются функциями состояния, не зависят от пути процесса и определяются только конечным и начальным состояниеми системы.

2. I закон термодинамики. Энтальпия.

Внутренняя энергия системы U складывается из энергии движения и взаимодействия молекул, энергии связи в молекулах, энергии движения и взаимодействия электронов и ядер, внутриядерной энергией, кроме кинетической и потенциальной энергий в целом.

Абсолютная величина внутренней энергии не может быть определена, но ее изменение при переходе системы из начального состояния (1) в конечное (2) в результате осуществления химического процесса поддается расчету.

ΔU = U₂ – U₁ 

Если система получает некоторое количество тепла при постоянном давлении Q_p, последнее расходуется на изменение внутренней энергии системы ΔU и совершение работы A = PΔV против внешних сил:

Это уравнение выражает закон сохранения энергии или первое начало термодинамики.

В химии чаще всего рассматривают изобарические процессы (P = const), и тепловой эффект в этом случае называют изменением энтальпии системы или энтальпией процесса:

ΔH = ΔU + PΔV

Энтальпия имеет размерность энергии (кДж). Ее величина пропорциональна количеству вещества; энтальпия единицы количества вещества (моль) измеряется в кДж∙моль^–1.

В термодинамической системе выделяющуюся теплоту химического процесса условились считать отрицательной (экзотермический процесс, ΔH<0), а поглощение системой теплоты соответствует эндотермическому процессу, ΔH>0.

Уравнения химических реакций с указанием энтальпии процесса называют термохимическими. Численные значения энтальпии ΔH указывают через запятую в кДж и относят ко всей реакции с учетом стехиометрических коэффициентов всех реагирующих веществ. Поскольку реагирующие вещества могут находиться в разных агрегатных состояниях, то оно указывается нижним правым индексом в скобках: (т) – твердое, (к) – кристаллическое, (ж) – жидкое, (г) – газообразное, (р) – растворенное. Например, при взаимодействии газообразных H₂ и Cl₂ образуются два моля газообразного HCl. Термохимическое уравнение записывается так:

При взаимодействии газообразных H₂ и O₂ образующаяся H₂O может находиться в трех агрегатных состояниях, что скажется на изменении энтальпии:

Приведенные энтальпии образования веществ и энтальпии реакций отнесены к стандартным условиям (P = 101,325 кПа) и взяты для температуры T = 298 K.

Стандартное состояние термодинамической функции, например, энтальпии, обозначается нижним и верхним индексами: ΔН⁰₂₉₈, нижний индекс обычно опускают: ΔН⁰.

Стандартная энтальпия образования ΔН⁰_обр – тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ, его составляющих, находящихся в устойчивых стандартных состояниях.