1 Следствие
Тепловой эффект химической реакции равен разности между суммами теплот (энтальпий) образования продуктов реакции и исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов в уравнении.
Тепловой эффект реакции:
bB + dD =lL + mM
рассчитывается по уравнению
ΔН1 = lΔfHL + mΔfHM – dΔfHD - bΔfHB
Для термохимических расчетов используют стандартные энтальпии образования веществ ΔfH0 – это изменение энтальпии в процессе образования 1 моля соединения в стандартном состоянии из простых веществ, тоже находящихся в стандартном состоянии в устойчивых формах и модификациях.
Стандартные энтальпии образования простых веществ, устойчивых в стандартных условиях, условно принимаются равными нулю.
Стандартные энтальпии образования веществ приведены в справочниках термодинамических величин и известны примерно для 8000 тысяч веществ, что позволяет расчетным путем установить тепловой эффект любого процесса.
2 Следствие
Важно для реакций, протекающих с участием органических веществ.
Тепловой эффект реакции равен разности между суммами теплот (энтальпий) сгорания исходных веществ и продуктов реакции с учетом стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции.
Теплота (энтальпия) сгорания – это тепловой эффект сгорания 1 моль органического вещества до СО2 и Н2О. Остальные продукты определяются конкретно для каждого случая.
Второй закон термодинамики. Энтропия
Состояние некоторого количества вещества можно охарактеризовать, указав, например, температуру, давление – это характеристики макросостояния или указать мгновенные характеристики каждой частицы вещества – ее положение в пространстве (xi, yi, zi) и скорости перемещения по всем направлениям (vx, vy,vz) – это характеристики микросостояния вещества. Так как вещество состоит из огромного числа частиц, то данному макросостоянию отвечает огромное число микросостояний.
Число микросостояний, которое соответствует данному макросостоянию вещества, называется термодинамической вероятностью состояния системы – W.
Величина W есть число различных способов, посредством которых реализуется данное состояние вещества. Макросостояние тем вероятнее, чем большим числом микросостояний оно осуществляется. Так для системы из 10 молекул W близко к 10000. Оказалось удобнее и проще характеризовать состояние системы не самой вероятностью осуществления данного макросостояния, а величиной, пропорциональной ее логарифму. Эта величина называется энтропией и обозначается буквой S.
Как показано Больцманом,
где R - универсальная газовая постоянная,
NA – постоянная Авогадро,
- постоянная Больцмана.
S – характеризует состояния системы и возможные изменения состояний, поэтому является функцией термодинамического состояния. Каждому состоянию системы соответствует определенное значение энтропии. Следовательно, вероятность различных состояний системы (газовое, жидкое, твердое) можно количественно выразить значением энтропии. Абсолютные значения энтропии можно определить экспериментально для простых и сложных веществ или взять из справочника термодинамических величин.
Если S - это функция состояния, то ΔS = Sкон - Sнач .
Единица измерения [S] = Дж моль-1 град-1.
Величину S можно рассматривать как меру неупорядоченности состояния системы, то есть как количественную меру беспорядка.
Представим в сосуде с перегородкой два инертных газа Ne и Ar.
В сосуде с перегородкой состояние системы характеризуется значением энтропии S1. После удаления перегородки молекулы самопроизвольно перемешиваются и равномерно распределяются по всему объему. Степень неупорядоченности системы возрастает и характеризуется более высоким значением энтропии S2.
ΔS = S2 – S1, ΔS > 0
Обратный самопроизвольный переход системы из состояния 2 в состояние 1 невозможен. Движущей силой смешения газов является стремление перейти в более вероятное и беспорядочное состояние.
2 закон термодинамики
В изолированных системах самопроизвольно протекают только те процессы, которые сопровождаются ростом энтропии системы.
В
справочниках приводится, так
называемая, стандартная
энтропия 
вещества,
находящегося в стандартном состоянии
при температуре 298,15 К. Т.к. энтропия
является функцией состояния
системы, то для реакции, протекающей в
стандартных условиях,
bB + dD = lL + mM
изменение энтропии (энтропия реакции) можно рассчитать как разницу между суммарной энтропией продуктов реакции и исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов в соответствии с уравнением
,
где nj, mi – коэффициенты уравнения реакции для продуктов и исходных веществ;
-
стандартные энтропии продуктов
реакции и исходных веществ, соответственно.
Энтропия растет (ΔS > 0) в процессах, связанных с повышением температуры, при плавлении вещества, при испарении, при расширении системы, растворении. В этих случаях увеличение числа частиц и энергии теплового движения увеличивает беспорядок и, следовательно, увеличивается энтропия, и наоборот – охлаждение, конденсация, кристаллизация, реакции с уменьшением объема – сопровождаются уменьшением энтропии (ΔS < 0). "Носителями" энтропии являются газы, обладающие высокими значениями энтропии.
Энергетика химических процессов – часть химической термодинамики (часть общей термодинамики).
Энергетическое состояние химической реакции как системы описывается с использованием следующих характеристик: U-внутренняя энергия, H-энтальпия, S-энтропия, G-энергия Гиббса.
Теплота, которую получает система, идет на приращение внутренней энергии и совершение работы: Q=D U+A. Если система не совершает никакой работы, кроме работы расширения, то Q=D U+pD V. Величина D H=D U+pD V при p=const называется энтальпией реакции. Т.к. внутреннюю энергию тела измерить невозможно (можно измерить только изменение D U), то точно так же невозможно измерить энтальпию тела – в расчетах используется изменение энтальпии D H.
Стандартной энтальпией образования называется изобарный тепловой эффект реакции получения одного моля сложного вещества из простых веществ, взятых в их наиболее устойчивой форме при стандартных условиях (T=298К, p=1 атм., С=1 моль/л). Энтальпия образования простых веществ в их устойчивом состоянии при стандартных условиях принимается равной 0.
Законы термохимии: