4. Первое начало термодинамики. Расчет теплового эффекта для изобарного

процесса. Энтальпия. Стандартная энтальпия.

Сумма К и П энергий всех частиц в системе называется внутренней энергией.

Протекание хим. Реакции связано с разрушением, образованием и перераспределением химических связей→в ходе реакции выделяется или поглощается теплота и совершается работа.

Сумма изменения внутренней энергии и работы совершаемой системой или над нею равна теплоте, которая сообщается в самой системе или выделяется в самой системе: Q = ΔK+A

Изобарный процесс ( постоянное давление).

Q = ΔU+A; ΔU=U₂-U₁; A=PV₂-PV₁; Q=U₂-U₁+(PV₂-PV₁)=(U₂+PV₂)-(U₁+PV₂)

Вводим новую величину: U+PV=H – энтальпия. Q=H₂-H₁=ΔH

ΔH – тепловой эффект химической реакции. Он равен разности между суммой теплот образования продуктов реакции и суммой теплот образования исходных веществ.

ΔH_{298(нолик сверху не забудь)} - стандартное изменение энтальпии – табличные значения. (кДж/моль). Для простых В-В = 0.

5. Термохимия. Термохимические уравнения. Закон Лавуазье-Лапласа и закон Гесса.

Термохимия – раздел химической термодинамики, изучающий тепловые эффекты ре-

реакций и фазовых превращений.

Для расчета тепловых эффектов хим. реакций используются термохимические уравнения, которые имеют следующие особенности:

1. Формулу веществ с указанием агрегатного состояния или алотропной модификации в-в.

2. Тепловой эффект указывается обязательно со знаком.

3. Очень часто встречаются дробные коэффициенты.

Закон Лавуазье-Лапласа: Тепловой эффект хим. реакций, протекающих в прямом и обратном направлениях равен по абсолютном значению и противоположен по знаку.

Закон Гесса: Изменение энтальпии при переходе от исходных веществ к продуктам реакции зависит только от состояния исходных и конечных веществ и не зависит от пути протекания хим. реакции.

6.Следствие из закона Гесса. Расчет изменения энтальпии, энтропии и энергии

Гиббса в ходе химических реакций.

Из закона следует: Тепловой эффект хим. реакции равен разности между суммой стандартных энтальпий продуктов реакций и суммой стандартных энтальпий исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов (количества моль).

Энтальпия:ΔHх.р.=∑(n*ΔH₂₉₈)_пр.р.- ∑(n* ΔH₂₉₈)_{исх.в-в.} (кДж)

Энтропия: ΔSх.р.=∑(n*ΔS₂₉₈)_пр.р.- ∑(n* ΔS₂₉₈)_{исх.в-в.} (Дж/моль*К)

Энергия Гиббса(1): ΔGх.р.=∑(n*ΔG₂₉₈)_пр.р.- ∑(n* ΔG₂₉₈)_{исх.в-в.} (кДж/моль)

Энергия Гиббса(2): ΔG = ΔН – Т * ΔS

7. Энтропия. Второе и третье начала термодинамики. Оценка изменения энтропии в ходе химической реакции. Стандартная энтропия веществ. Зависимость энтропии от температуры.

Энтропия – мера неупорядоченности, беспорядка или хаотичности состояния системы.

Стандартное изменение энтропии – справочные материалы.

2-ой закон: В любой изолированной системе самопроизвольно не протекают только такие процессы, которые ведут к росту энтропии.

3-ий закон: Энтропия идеального газа при абсолютном нуле равна нулю.

Также, как и U, ΔH, так и S зависит от состояния системы и температуры. По мере повышения температуры растет скорость различных видов движения частиц.

При достижении температуры плавления колебания становятся настолько сильными, что кристаллическая решетка разрушается и твердое вещество переходит в жидкость – это сопровождается скачкообразным увеличением энтропии.

При дальнейшем повышении температуры достигается температура кипения. Энергия частиц настолько велика, что они способны преодолеть силы взаимного притяжения – жидкость закипает.

S_тв < S_жид <S_газ

Оценить знак энтропии без расчетов можно:

а) по агрегатному состоянию

б) по количеству моль.