Презентация 4

ТЕРМОДИНАМИКА

Термодинамика – наука о превращении одних видов энергии в другие. Энергия – это способность системы совершать работу.

Видов энергии много (тепловая, ядерная, химическая), но существует два основных типа энергии: кинетическая и потенциальная.

Кинетическая энергия (Ek ) – энергия движущегося тела, количественно определяется работой, которую может совершать тело, до достижения им покоя.

Потенциальная энергия (En) – определяется взаимным расположением частей тела в пространстве, это энергия химических связей в соединениях.

Химические реакции обычно сопровождаются выделением или поглощением энергии. Поэтому раздел химии, изучающий взаимопревращение энергий в ходе химических реакций, называется

термохимией.

Термодинамическая система – тело или группа тел, находящихся во взаимодействии, мысленно или реально обособленные от окружающей среды.

Фаза – совокупность гомогенных частей гетерогенной системы, одинаковых по физическим и химическим свойствам, отделённая от других частей системы видимыми поверхностями раздела.

Компоненты – вещества, которые составляют термодинамическую систему.

Параметры – свойства, которыми определяется система (P, V, T, m, C,). От параметров зависят свойства системы.

Гомогенная система – система, внутри которой нет поверхностей, разделяющих отличающиеся по свойствам части системы (фазы).

Гетерогенная система – система, внутри которой присутствуют поверхности, разделяющие отличающиеся по свойствам части системы.

Изолированная система – система, которая не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией.

Закрытая система – система, которая обменивается с окружающей средой энергией, но не обменивается веществом.

Открытая система – система, которая обменивается с окружающей средой и веществом, и энергией.

Любая система может быть охарактеризована функциями состояния (энергетическими характеристиками) U, H, S, G. Функции состояния не зависят от пути перехода, а зависят от начального и конечного состояния системы.

Внутренняя энергия (U) – весь запас энергии системы, которая складывается из энергии движения молекул, электронов, кроме кинетической и потенциальной, [кДж, Дж].

Энтальпия (H) или теплосодержание – тепловой эффект образования одного моля сложного вещества из простых при стандартных условиях [кДж/моль]. Для простых веществ H=0.

Энтропия (S) – мера неупорядоченности системы, [Дж/(моль*К)]. Сильно возрастает с ростом температуры.

Свободная энергия (энергия Гиббса) (G) – изобарно - изотермический потенциал, определяет направление реакции, [кДж/моль]

I закон термодинамики это закон сохранения энергии в применении к теплоте и работе :

Q = A + U

Тепло, сообщаемое системе, расходуется на совершение системой работы (А) и приращение внутренней энергии системы ( U ).

Энергия никуда не исчезает и не возникает неоткуда, она переходит из одних видов энергии в другие.

ЭНТАЛЬПИЯ (Теплосодержание).

Энтальпия Н это сумма внутренней энергии (U) и внешней (PV) :

H = U + PV

Тепло, передаваемое системе при P = const, расходуется на приращение энтальпии.

H = U + P V

Изменение энтальпии в изобарном процессе включает в себя изменение внутренней и внешней энергии, причем изменение внешней энергии равно работе изобарного расширения (сжатия). U функция состояния; Р и V

параметры состояния, их изменение не зависит от пути процесса. Следовательно, Н также функция состояния, т.к. ее изменение не зависит от пути процесса.

QP = - H

Если H>0 реакция идет с поглощением тепла, внутреннее теплосодержание систем возрастает, такой процесс называется эндотермическим.

Если H<0 реакция идет с выделением тепла, внутреннее теплосодержание систем уменьшается, такой процесс называется экзотермическим.

Теплота, поглощаемая при Р = const, также не зависит от пути процесса. Если процесс изобарно-изотермический, то U = 0 и H = P V.

В ходе реакции происходит разрыв связей в исходных веществах и образование новых связей в продуктах реакции. Поскольку образование связи идет с выделением, а ее разрыв - с поглощением энергии, то химические реакции сопровождаются энергетическими эффектами. Энергия выделяется, если рвущиеся связи в исходных веществах менее прочны, чем связи, образующиеся в продуктах реакции, в противном случае - энергия поглощается. Обычно энергия выделяется и поглощается в форме теплоты, т.е. химическая форма энергии преобразуется в тепловую. Таким образом, химические реакции сопровождаются тепловыми эффектами.

Тепловой эффект - это изменение энергии (кДж) произошедшие при переходе определенного числа моль исходных веществ в соответствующее число моль продуктов реакции.

Реакции, протекающие с выделением теплоты, проявляют положительный тепловой эффект (Q > 0, ΔH < 0) и называются экзотермическими.

Реакции, которые идут с поглощением теплоты из окружающей среды (Q < 0,

ΔH > 0), т.е. с отрицательным тепловым эффектом, являются эндотермическими.

эффект реакции образования 1 моль сложного вещества из соответствующего числа моль простых веществ при стандартных условиях (Р = const, Т = 298 К, v = 1 моль).

Закон Гесса (закон постоянства сумм теплот реакций): тепловой эффект реакции не

зависит от количества и последовательности промежуточных стадий, а зависит только от начального и конечного состояния системы.

Следствие из закона Гесса: тепловой эффект( ( Но298)x.р. ) химической реакции равен

сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энтальпий образования исходных веществ.

Принцип Бертло - Томсена - все экзотермические процессы идут самопроизвольно

Примером, иллюстрирующим этот принцип, может служить реакция горения водорода в кислороде. Она протекает самопроизвольно, и при этом выделяется 285,84 кДж/моль:

Н2газ + ½ О2газ = Н2Ож + 285,84 кДж.

Но как показывает опыт некоторые эндотермические процессы идут самопроизвольно

(NH4)2СО3(к) → NH3↑ + CO2↑ + H2OН=0

Отвечает на этот вопрос следующая термодинамическая функция

Энтропия - функция состояния частиц в системе и свободы их перемещения . Энтропия - мера статистических закономерностей возникающих в системе реализуемой колоссальным количеством микросостояния.

Энтропия – мера хаоса или беспорядка в системе. Характеризует беспорядочность расположения частиц. Чем больше беспорядочность расположения частиц, тем больше энтропия.

S= Q/T

Sг.>Sх.р.>Sт.

II закон термодинамики:

Визолированных системах самопроизвольные процессы идут с увеличением энтропии.

III закон термодинамики:

Энтропия простых веществ полученных в виде идеальных кристаллов равна нулю

Вобычных условиях энтропия простых веществ не равна нулю.

Энтропию так же как и тепловой эффект можно вычислить по закону Гесса

Объединяет энтальпийный и энтропийный фактор и отвечает за направление процесса отвечает свободная энергия Гиббса или иначе говоря изобарно -изотермический потенциал (G) [кДж]

G = H + T * S

Изобарно-изотермический потенциал (G) модно рассчитать в следствии закона Гесса

G x.р. = G нач.в-в G конеч.в-в

G >0, реакция невозможна

G<0, реакция идет самопроизвольна

G=0, термодинамическое равновесие

— уравнение теплового баланса.

Из уравнения теплового баланса можно рассчитать установившуюся при наступлении термодинамического равновесия температуру: