Термохимия - раздел термодинамики, изучающий выделение и поглощение тепла в химических реакциях Термохимические уравнения реакций - уравнения, в

которых указан тепловой эффект, условия реакций и агрегатные состояния веществ

C(кр)+O2 (г)=CO2 (г), H о=-396 кДж

Закон Гесса

Тепловой эффект реакции является функцией состояния и не зависит от пути протекания процесса Он определяется только начальным и конечным состояниями системы Г. И. Гесс в 1841г.

Графическое и алгебраическое представление закона Гесса Образование CO2 из C и O2 можно представить так:

1.C(граф)+O2(газ)= CO2(г); ∆ Н1 = -396 кДж

2.C(граф)+1/2O2(г) = CO(г); ∆ Н2 = Х кДж 3.CO(г)+1/2O2(г) = CO2(г); ∆ Н3 = -285,5кДж

Из закона Гесса следует, что р(2)+р(3) = р(1)

∆H + ∆ H = ∆ H Следовательно,

∆H - ∆ H = ∆ H - 396 - (-285,5) =-110,5 кДж/моль

Следствия из закона Гесса

Изменение энтальпии реакции равно сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ (суммирование проводится с учетом стехиометрических коэффициентов).

Изменение энтальпии реакции равно сумме энтальпий сгорания исходных веществ за вычетом суммы энтальпий сгорания продуктов реакции (суммирование проводится с учетом стехиометрических коэффициентов).

Стандартные термодинамические величины –

это такие величины, которые относятся к процессам, все ингредиенты которых находятся в стандартных состояниях.

Стандартным состоянием вещества, находящегося в конденсированной фазе (кристаллической или жидкой), является реальное состояние вещества, находящегося при данной температуре и давлении 1 атм.

Следует подчеркнуть, что стандартное состояние может иметь место при любой температуре. Обычно тепловой эффект (изменение энтальпии) реакции приводится для температуры 25оС (298,15 К) и давления 101,325 кПа (1 атм), т.е. указывается стандартная энтальпия ΔНо298.

Энтропия S – функция состояния системы. Энтропия характеризует меру неупорядоченности (хаотичности) состояния системы. Единицами измерения энтропии являются Дж/(моль·К)

S=R ln W

При абсолютном нуле температур (Т = 0 К) энтропия идеального кристалла любого чистого простого вещества или соединения равна нулю. Равенство нулю S при 0 К позволяет вычислить абсолютные величины энтропий веществ на основе экспериментальных данных о температурной зависимости теплоемкости.

Изменение энтропии в процессе выражается уравнением:

ΔS = S(прод.) – S(исх.)

где S(прод.) и S(исх.) – соответственно абсолютные энтропии продуктов реакции и исходных веществ.

Величины энтропии принято относить к стандартному состоянию. Чаще всего значения S рассматриваются при Р = 101,325 кПа (1 атм) и температуре Т = 298,15 К (25оС). Энтропия в этом случае обозначается Sо298 и называется стандартной энтропией при Т =

298,15 К. Следует подчеркнуть, что энтропия вещества S (Sо) увеличивается при повышении температуры.

Стандартная энтропия образования

Стандартная энтропия образования ΔSоf,298 (или ΔSообр,298) – это изменение энтропии в процессе образования данного вещества

(обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии, из простых веществ, также находящихся в стандартном состоянии.

Энергия Гиббса

Энергия Гиббса G – функция состояния системы. Энергия Гиббса равна:

G = Н – ТS.

Абсолютное значение энергии Гиббса определить невозможно, однако можно вычислить изменение δG в результате протекания процесса.

Критерий самопроизвольного протекания процесса: в

системах, находящихся при Р, Т = const, самопроизвольно могут протекать только процессы, сопровождающиеся уменьшением энергии Гиббса (ΔG < 0). При достижении равновесия в системе ΔG = 0.

Стандартная энергия Гиббса образования

Стандартная энергия Гиббса образования

δGоf,298 (или δGообр,298) – это изменение энергии Гиббса в процессе образования данного вещества

(обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии, из простых веществ, также находящихся в стандартном состоянии, причем простые вещества пристутствуют в наиболее термодинамически устойчивых состояниях при данной температуре.

Для простых веществ, находящихся в термодинамически наиболее устойчивой форме,

δGоf,298 = 0.

Энтальпийный, энтропийный фактор и направление процесса

Проанализируем уравнение ΔGоТ = ΔНоТ — ΔТSоТ. При низких температурах ТΔSоТ мало. Поэтому знак

ΔGоТ определяется в основном значением ΔНоТ (энтальпийный фактор). При высоких температурах ТΔSоТ – большая величина, знак

GоТ определяется и энтропийным фактором. В зависимости от соотношения энтальпийного (ΔНоТ) и энтропийного (ТΔSоТ) факторов

существует четыре варианта процессов.

Если ΔНоТ < 0, ΔSоТ > 0, то ΔGоТ < 0 всегда (процесс может

протекать самопроизвольно при любой температуре). Если ΔНоТ > 0, ΔSоТ < 0, то ΔGоТ > 0 всегда (процесс не

протекает ни при какой температуре).

Если ΔНоТ < 0, ΔSоТ < 0, то ΔGоТ < 0 при Т < ΔНо/ΔSо (процесс

идет при низкой температуре за счет энтальпийного фактора).

Если ΔНоТ > 0, ΔSоТ > 0, то ΔGоТ < 0 при Т > ΔНо/ ΔSо (процесс

идет при высокой температуре за счет энтропийного фактора).