Лекционный комплекс: Лекция №1

1. Тема: Предмет и задачи курса. Термодинамика. Термохимия.

2. Цель: Сформировать понятия химической термодинамики и термохимии, ознакомить с методикой расчетов на основании закона Гесса.

3. План и тезисы лекции:

3.1. План лекции

1. Введение.

2. Основные понятия термодинамики. Тепловые эффекты реакций.

3. Энтальпия. Стандартные энтальпии химических реакций.

4. Закон Гесса. Следствие из закона Гесса.

5. Второй закон термодинамики

6. Обратимые и необратимые термодинамические процессы

7.Энтропия и энергия Гиббса

3.2. Тезисы лекции

Введение.

Химия – одна из естественных наук, изучающих природу, материальный мир. Химия – наука об элементах; о составе, строении и свойствах их соединений; о законах превращения одних веществ в другие. В системе медицинского образования химия является одной из фундаментальных наук.

Основные понятия и законы термодинамики.

Термодинамика – это наука о взаимных превращениях различных видов энергии. Термодинамика устанавливает законы взаимосвязи между различными видами энергии, возможность, направление и пределы самопроизвольного течения различных процессов в данных условиях.

Объектом изучения термодинамики является термодинамическая система. Термодинамическая система – это отдельное тело, состоящее из большого числа частиц, или часть пространства физического мира, отделенная от внешней среды реальной или воображаемой границей. Термодинамические системы (Т.С.) по способности обмена с окружающей средой массой и энергией делятся на открытые, закрытые и изолированные. По агрегатному состоянию Т.С. делят на гомогенные и гетерогенные. Гомогенная часть гетерогенной системы называется фазой. Параметр – это физическая величина, характеризующая какое-либо основное свойство системы (давление, концентрация, объем, масса и др.) Состояние термодинамических систем описывают термодинамические параметры, в том числе теплота Q, работа W (А), внутренняя энергия U, энтальпия H и т.д.

Переход Т.С. из одного состояния в другое называют процессом. Все процессы, встречающиеся в природе делят на самопроизвольные (естественные) и несамопроизвольные. Обратимый термодинамический процесс - процесс, после окончания которого, система и взаимодействующие с ней системы (окружающая среда) возвращаются в начальное состояние. Необратимый термодинамический процесс - процесс, после которого система и взаимодействующие с ней системы (окружающая среда) не могут возвратиться в начальное состояние. Это неравновесный процесс.

Выражение Q = U + А - Первое начало термодинамики: Теплота Q, поглощенная системой, идет на изменение ее внутренней энергии U и на совершение работы А (работа обозначается А или W):

Внутренняя энергия U – это весь запас энергии системы. Внутренняя энергия является функцией состояния и её изменение определяется начальным и конечным состоянием системы и не зависит от пути, по которому протекает процесс: U = U₂ – U₁, где U – изменение внутренней энергии системы при переходе из начального состояния U₁ в конечное U₂.

Термохимия - раздел термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических реакций. Реакции, сопровождающиеся выделением теплоты, называют экзотермическими, в них энтальпия системы уменьшается (Н<0). Реакции, сопровождающиеся поглощением теплоты – эндотермическими, в них энтальпия системы увеличивается (Н>0. Уравнения реакций, в которых указываются их тепловые эффекты и агрегатное состояние вещества, называются термохимическими уравнениями.

Энтальпией (теплотой) образования называется теплота, которая поглощается или выделяется при образовании 1 моль химического соединения из простых веществ при заданных условиях.

Энтальпией (теплотой) разложения называется теплота, которая поглощается или выделяется при разложении 1 моль химического соединения на простые вещества при заданных условиях. Согласно закону Лавуазье-Лапласа теплота (энтальпия) разложения сложного вещества равна теплоте (энтальпии) его образования из простых веществ, взятой с противоположным знаком: Н_обр. = -Н_разл.

Энтальпией (теплотой) сгорания называется теплота, которая выделяется при сгорании вещества количеством 1 моль при заданных условиях.

Энтальпией (теплотой) растворения называется теплота, которая поглощается или выделяется при полном растворении вещества количеством 1 моль в большом количестве растворителя (~250 моль) при заданных условиях.

Перечисленные выше параметры, измеренные при стандартных условиях, называются стандартными. При стандартных условиях Н обозначают символом Н⁰₂₉₈ или Н⁰.

Основным законом термохимии является закон Гесса (1840): Тепловой эффект химических реакций не зависит от пути протекания реакции, а зависит только от начального и конечного состояния системы. Другими словами, тепловой эффект химических реакций не зависит от того во сколько стадий протекает реакция, а зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и конечных продуктов. Математическая запись закона Гесса:

Н = Н₁ + Н₂ + . . . +Н_n,

т.е. тепловой эффект реакции равен сумме тепловых эффектов (энтальпий) её отдельных стадий. Из закона Гесса следует, что энтальпия образования вещества не зависит от способов его получения.

В термохимических расчетах наиболее часто применяют первое следствие из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции (Н_Х.Р.) равен сумме теплот образования Н_обр. продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ, взятых с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции:

Н_Х.Р. = Н_обр. (продуктов) - Н_обр. (исходн.)

Для определения теплового эффекта реакции при стандартных условиях энтальпии образования берутся при стандартных условиях (см. справочник):

Н⁰_Х.Р. = Н⁰_обр. (продуктов) - Н⁰_обр. (исходн.)

При термохимических расчетах энтальпии образования простых веществ (Н₂, О₂, Cl₂, N₂ и др.) принимаются равными нулю.

Мера неупорядоченности расположения частиц в системе является функцией состояния и называется энтропией и обозначается символом S. Энтропия характеризует тенденцию системы к беспорядку. Единица измерения энтропии Дж/(градּмоль), что можно обозначать Дж/(К·моль)

Энтропия увеличивается с повышением температуры и мера беспорядка Т.С. равна произведению Т·S.

Математическое выражение G=Н–Т·S, выражающее связь между энтальпией (Н) и энтропией (S) системы, называют объединенным законом термодинамики. Величина G – энергия Гиббса или изобарно-изотермическим потенциалом.

Изменение энергии Гиббса G определяет направление протекания химических процессов, т.е. устанавливает возможность или невозможность самопроизвольного протекания процесса в данных условиях. Изменение энергии Гиббса зависит от природы вещества, его количества и температуры.

Анализ величины G реакции позволяет сделать следующие выводы:

1. если G<0, процесс самопроизвольно протекает в прямом направлении, т.е. в сторону уменьшения G. Чем меньше G, тем сильнее стремление к протеканию данного процесса и тем дальше система находится от состояния равновесия.

2. если G=0, процесс (система) находится в состоянии термодинамического равновесия. При этом состоянии системы Н = Т·S.

3. если G>0, процесс самопроизвольно протекать в прямом направлении не может. Такая самопроизвольная реакция сопровождалась бы увеличением энергии Гиббса, что термодинамически невозможно.