Вопрос 14. Энтальпия образования вещества. Закон Гесса и его применение.

Стандартная энтальпия образования вещества- это тепловой эффект образования одного моля сложного вещества из простых веществ устойчивых при стандартных условиях и данной температуре.

Закон Гесса. В 1841 году российский ученый Г.И.Гесс открыл за­кон, получивший его имя. Тепловой эффект химической реакции зависит только от начального и конечного состояний системы и не зависит от пути протекания процесса. Как следствие из этого закона: тепловой эффект химической реакции равен сумме тепловых эффектов образования продуктов за вычетом суммы тепловых эффектов образования исходных веществ с учетом их стехиометрических коэффициентов.

Так как энтальпия зависит от состояния системы, но не зависит от пути процесса, то, если при проведе­нии процесса система вернулась в ис­ходное состояние, суммарное изме­нение энтропии системы равно нулю (dH = 0). Процессы, в которых сис­тема после последовательных пре­вращений возвращается в исходное состояние, называются круговыми процессами или циклами. Метод циклов широко используется в термодинамических расчетах. Закон Гесса показывает, что каким бы путем не протекала реакция, ее тепловой эффект будет одинаков, если при этом не меня­ется конечное и исходное состояния системы.

Тепловой эффект определяется калориметрическим методом: Q= (c1m1 + c2m2 +….)∆T.

Реакции бывают эндотермические (∆Н > 0), т.е. реакции протекающие с поглощением тепла. Экзотермические реакции (∆H < 0) протекают с выделением тепла.

Вопрос 15. Энтропия как мера термодинамической необратимости процесса. Второй закон термодинамики. Мерой неупорядоченности состояния системы служит термодинамическая функция, получившая название энтропии.

Состояние системы можно характеризовать микросостояниями составляющих ее частиц, т.е. их мгновенными координатами и ско­ростями различных видов движения в различных направлениях. Чис­ло микросостояний системы называется термодинамической вероятностью системы W. Так как число частиц в системе огромно , то термодинамическая вероятность системы выражается огромными числами. Поэтому пользуются логарифмом термодинамической вероятности In W. Величина, равная RlnW = S, называется энтропией системы. отнесенной к одному молю вещества. Как и молярная постоянная R, энтропия имеет единицу измерения Дж/(моль-К). Энтропия вещества в стандартном состоянии называется стандартной энтропией S⁰.

S<0 несамопроизвольна

S>0 самопроизвольна

S=0 равновесие

В отличие от других термодиамических функций, можно определить не только изменение, но и абсолютное значение энтропии. Это вытекает из высказанного в 1911г. М. Планком постулата, согласно которому "при абсолютном нуле энтропия идеального кристалла равна нулю". Этот постулат получил название третьего закона термодинамики. По мере повышения температуры растет скорость различных видов движений частиц, т.е. число микросостояний и соответственно термодинамическая вероятность и энтропия вещества . При переходе вещества из твердого состояния в жидкое значительно увеличивается энтропия(∆S_пл). особенно резко растет энтропия при переходе вещества из жидкого состояния в газообразное(∆S_кип). Также энтропия увеличивается при переходе вещества из кристаллического состояния в аморфное. Изменение энтропии системы в результате х.р. (∆S) (энтропия реакции) равно сумме энтропий продуктов реакций за вычетом энтропий исходных веществ с учетом их стехиометрических коэффициентов..

Второй закон термодинамики имеет несколько формулировок. Для систем, которые не обмениваются с окружающей средой ни энергией, ни веществом (изолированные системы), второй закон термодинамики имеет следующую формулировку: в изолированных системах самопроизвольно идут только такие процессы, которые сопровождаются возрастанием энтропии:. ∆S> 0.

Второй закон термодинамики имеет статистический характер, т.е. справедлив лишь для систем, состоящих из очень большого числа частиц.

Системы, в которых протекают химические реакции, не бывают изолированными, так как они сопровождаются изменением внутрен­ней энергии системы (тепловым эффектом реакции), т.е. система об­менивается энергией с окружающей средой. Химические реакции мо­гут протекать самопроизвольно и без возрастания энтропии, но при этом увеличивается энтропия окружающей среды.

Однако, если в системе протекает химическая реакция, то система обменивается энергией с окружающей средой, т.е. не является изоли­рованной. Химические реакции обычно сопровождаются изменением Как энтропии, так и энтальпии.