1.3. Энергетика химических процессов

Вопросы, на которые необходимо обратить внимание при изучении темы (по лекционному материалу и рекомендуемой литературе):

Основные понятия: системы, параметры, процессы, функции состояния. Законы термодинамики. Внутренняя энергия и энтальпия. Закон Гесса и его следствия. Энтропия. Энергия Гиббса и направленность химических реакций. Критерий самопроизвольного протекания процесса. Энтальпийный и энтропийный факторы.

Вопросы темы, выносимые для самостоятельного изучения (сделать краткий конспект):

Термодинамическая устойчивость химических соединений. Биохимическая термодинамика. Функции состояния и биологические процессы.

Энергетика химических процессов. Закон Гесса, расчет теплового эффекта, энтропия, энергия Гиббса

При химических реакциях происходят глубокие качественные изменения в системе, рвутся связи в исходных веществах и возникают новые связи в конечных продуктах. Эти изменения сопровождаются поглощением или выделением энергии. Тепловой эффект реакции, измеренный при температуре 298 К и давлении 101,325 кПа, называют энтальпией реакции (Hхр) и выражают в килоджоулях.

Для экзотермических реакций Н < 0, для эндотермических - Н > 0. Энтальпию образования 1 моль данного вещества из простых веществ, измеренную при температуре 298 К и давлении 101,325 кПа, называют стандартной Н_f298 (кДж/моль). Энтальпию простых веществ условно принимают равной нулю.

Часто в термохимических расчетах применяют следствие из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции (Нхр) равен сумме теплот образования Н_f продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов этих веществ:

Нхр = Н_{f продуктов} - Н_{f исходных веществ.}

У формулы каждого вещества указывают его физическое состояние: газообразное (г), жидкое (ж), твердое кристаллическое (к).

В термохимических уравнениях тепловые эффекты реакций дают в расчете на 1 моль исходного или конечного вещества. Поэтому здесь допускаются дробные коэффициенты.

При химических реакциях проявляется диалектический закон единства и борьбы противоположностей. С одной стороны система стремится к упорядочению (агрегации) – уменьшению Н, а с другой стороны – к беспорядку (дезагрегации). Первая тенденция растет с понижением температуры, а вторая с её повышением. Тенденцию к беспорядку характеризует величина, названная энтропией S (Дж/моль  К). Она является мерой неупорядочности системы. Энтропия пропорциональна количеству вещества и возрастает с увеличением движения частиц, т.е. мера беспорядка  ТS. Энтропия – функция беспорядка, т.е.

Sхр = S_{продуктов} -S_{исходных веществ}

Общая движущая сила процесса складывается из двух сил: стремления к упорядочению (Н) и стремлению к беспорядку (ТS). При р = const и Т = const общую движущую силу процесса (G) можно представить следующим образом:

G = H - TS

G – энергия Гиббса или изобарно-изотермический потенциал, также подчиняется следствию закона Гесса:

Gхр = G_{обр. продуктов} - G_{обр. исходных веществ}

Самопроизвольно протекают процессы, идущие в сторону уменьшения G (G<0). Если G>0 - процесс самопроизвольно проходить не может. При состоянии равновесия G = 0, тогда Н=ТS

Температура начала равновесной реакции равна: Т=Н/S