3.Основы термодинамики.Закон гесса

Химическая термодинамика – это наука о превращениях различных форм энергии, проходящих между системой и ее окружающей средой.

Термохимия изучает энергетические эффекты реакций, которые используются для расчёта тепловых балансов технологич-их процессов, для определения энергии межатомных и межмолекулярных связей, для выяснения строения и реакционной способности соединения, для определения направления химических процессов.

Хим.реакции протекают обычно либо при постоянном объёме, либо при постоянном давлении.

U-внутренняя энергия, H-энтольпия, S-энтропия, G- изобарно-изотермический потенциал системы.свободная энергия Гиббса

Внутренняя энергия системы или полная энергия складывается из энергии движения молекул (движения ядер, электронов в молекулах и атомах)

Предположим, что некоторая система за счёт поглощения тепла Q переходит из одного состояния в другое.

Q=ΔV+A

Для химической реакции под работой против внешних сил подразумевается в основном работа против внешнего давления.

A=p(V₂-V₁)=pΔV

Для изохорного процесса

ΔV=0 => A=0

Q=ΔU

Для изобарного процесса

Q=ΔU+pΔV

Q=(V₂-V₁)+p(V₂-V₁) V+pV=H, След-но Q=ΔH Дж/моль

H – энтальпия, теплосроодержание процесса, энергия расширенной системы

Q_v=ΔU=∑ ΔU_прод - ∑ ΔU_исх

Q_p=ΔH=∑ ΔH_прод - ∑ ΔH_исх

По знаку тепловых процессов различают реакции:

• Экзотермические (тепло выделяется) ΔH,ΔU < 0

• Эндотермические (тепло поглощается) ΔH,ΔU > 0

Хим.уравнения с указанием теплового эффекта называют термохимическими

Для сравнения тепловых эффектов различных процессов термохим-ие расчёты относят к 1 молю соединения и стандартным условиям

H_2г + ½O_2г = H₂O_ж – 286кДж – экзотермическая реакция

Закон Гесса

Лежит в основе термохимических расчётов.

Тепловой эффект реакции не зависит от пути, по которому идёт процесс,а определяется только начальным и конечным состоянием системы. Например, C+O₂=CO₂ ΔH

C+ ½O₂=CO ΔH₁ ΔH= ΔH₁ + ΔH₂

CO+ ½O₂=CO₂ ΔH₂

Закон Гесса. Изменение энтальпии зависит только от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути протекания процесса.

Следствие из закона Гесса. Тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот образования конечных веществ – минус сумма теплот образования исходных веществ с учетом их стехиометрических коэффициентов.

 

ΔH=∑ ΔH_{обр прод} - ∑ ΔH_{обр исх}

4. Энтальпия, энтропия, изобарно-изотемический потенциал системы.

Энтальпия.

H = U +pV

1-ый физический смысл энтальпии – энергия расширенной системы.

H1 – H2 = ∆H

∆H = -Qp

2-ой смысл энтальпии – тепловой эффект реакции при постоянном давлении.

Hº298 - стандартная энтальпия одного или больше вещества, взятого из простых веществ при T = 298К и p = 1 атм. (101кПа).

Энтальпия простого вещества = 0

Энтропия – количественная мера беспорядка в системе

dS = dQ/T

где dS – дифференциал энтропии; dQ – дифференциал теплоты; Т – абсолютная температура;

S=сумSпрод-сумSисх.

Удельная энтропия - отношение энтропии тела к его массе. Удельная энтропия s является справочной величиной. Удельная энтропия - функция состояния вещества, принимающая для каждого его состояния определенное значение:

Изобарно-изотермический потенциал (свободная энергия Гиббса)

Обозначается G, определяется разностью между энтальпией H и произведением энтропии S на термодинамическую температуру G = H - T·S. Если G >0 процесс в данных условиях невозможен, G<0 процесс самопроизвольный, G =0 система нах-ся в состоянии устойчивого динамического равновесия. G простого вещ-ва =0

G=сумGпрод – сумGисх.в.