- •Энергетика
- •Кинетика
- •Открытая
- •Энтальпия (теплота) образования вещества fН298
- •Следствие из закона Гесса:
- •Влияние температуры на ΔrН:
- •С(графит) 0 8,54
- •Акрист Ааморф s 0
- •Зависимость ΔrS от температуры:
- •С(графит) 5,74 8,54
- •Энтальпийный и энтропийный факторы изобарно-изотермического процесса
- •Критерий самопроизвольного протекания процесса:
- •С(графит) 298 – 2300к
Энергетика
Кинетика
▼возможность
и направление химических и физико- химических
процессов ▼энергетические
эффекты и энергозатраты ▼скорость
получения и выход продуктов реакции ▼влияние
на скорость и выход продуктов ▼предупреждение
нежелательных реакций
Изучает
энергетические эффекты химических
реакций, устанавливает возможность и
пределы самопроизвольного (без затраты
работы) их протекания. Свойства
системы рассматриваются при ее
равновесном состоянии
Равновесное
состояние системы: все
параметры состояния постоянны во
времени и во всех точках системы
ТВЕРДОЕ
–
частицы
сближены, прочные связи, отсутствие
движения, упорядоченность структуры; ЖИДКОЕ
– частицы
занимают основную часть объема,
соприкасаются, притягиваются друг к
другу, некоторая упорядоченность
(ближний порядок) ГАЗООБРАЗНОЕ
–
частицы
находятся на значительном расстоянии,
занимают малую долю объема, практически
не взаимодействуют (при невысоких Р и
Т), структура неупорядочена.
Обменивается с
окружающей средой энергией и веществом
Изолированная отсутствует с
окружающей средой обмен и веществом и
энергией
Открытая
Закрытая обменивается с
окружающей средой энергией, но нет
обмена веществом
Гомогенная
–
состоит
из одной фазы
Гетерогенная
–
состоит
из двух и более фаз
ФАЗА
-
часть системы
однородная по составу и свойствам и
отделенная от других частей поверхностью
раздела
Экстенсивные (зависят
от массы) U,
S,
V
Интенсивные (не
зависят от массы) Т,
Р,
Vmol
Параметры
термодинамической системы
(совокупность
физических и химических величин,
характеризующих состояние системы)
●температура
(Т),
● давление
(Р),
● объем
(V),
● концентрация
(с),
● плотность
(r)
и т.д.
Термодинамический
процесс:
переход
системы из одного состояния в другое,
характеризующийся изменением во времени
хотя бы одного термодинамического
параметра
Химическая
реакция: термодинамический
процесс, при протекании которого
наблюдается изменение химического
состава системы
изотермические
- Т
= const изобарические
– p
= const изохорические-
V=
const адиабатические
-
нет обмена
теплом с окр. средой.
Химические
реакции наиболее
часто
протекают:
*
в
изобарно-изотермических
условиях (р=const,
Т=const)
(открытые системы); *
в
изохорно-изотермических
условиях
(V=const,
Т=const)
(закрытые сосуды).
▓Внутренняя
энергия U ▓Энтальпия
H ▓Энтропия
S ▓
Энергия
Гиббса G ▓Энергия
Гельмгольца
F
Первое начало термодинамики
переход системы из состояния I в состояние II:
- cистема I производит работу (или над нею совершается работа) – W;
- принимает участие в теплообмене с окружающей средой (выделяет или поглощает теплоту) - Q.
По закону сохранения энергии:
Q = DU + W, (1)
Q – количество сообщенной системе теплоты;
DU = U2 – U1 – приращение внутренней энергии;
W – суммарная работа, совершенная системой.
Внутренняя
энергия Совокупность
всех видов энергии частиц в системе
(энергия движения и взаимодействия
молекул, атомов, ядер и других частиц,
внутриядерная и другие виды энергии),
кроме кинетической энергии движения
системы, как целого, и потенциальной
энергии ее положения.
U - функция состояния системы
Q – не функция состояния системы
Пусть - только рDV- работа, совершаемая системой против сил внешнего давления (работа расширения)
Для бесконечно малых элементарных процессов уравнение принимает вид:
d Q = dU + рdV (2)
Уравнения
(1 и 2) выражают
первый
закон термодинамики:
теплота,
подведенная к системе, расходуется на
приращение внутренней энергии системы
и на работу системы над окружающей
средой
Это
форма выражения закона сохранения
энергии: энергия
не может ни создаваться, ни исчезать,
но может превращаться из одной формы
в другую
а) изохорный процесс – V = const, тогда dV = 0 и работа расширения системы dW = рdV = 0
первый закон термодинамики :
d QV = dU и QV = U2 – U1 = DU
при данных условиях - QV - функция состояния, т.е. не зависит от пути процесса
б) изобарный процесс - р = const
Qp = U + рV
Т.к. U= U2 – U1, V = V2 – V1, то Qp = U2 – U1 + рV2- – рV1 = (U2+ рV2) – (U1 + рV1)
Qp = H2 – H1 = H
H
= U
+ рV
- энтальпия
Энтальпия – функция состояния (теплосодержание, энергосодержание, включая внутреннюю энергию)
Для идеальных газов: p∆V = ∆νRT,
∆ν – разница между числом молей газообразных продуктов и исходных веществ.
Qp
=
QV
+
∆νRT
Термохимия - часть термодинамики, изучающая тепловые эффекты химических процессов.
Термохимические уравнения - химические уравнения реакций, в которых указаны агрегатные состояния веществ и тепловые эффекты
СН4(г)
+ 2О2(г)
= СО2(г)
+ 2Н2О(ж)
+ r
H
Тепловой эффект химической реакции – это изменение энергии системы при протекании реакции, при условии, что система не совершает другой работы, кроме работы расширения.
▼ изохорические условия (V = const)- QV = DU
▼изобарические условия - тепловой эффект равен
Qp = H2 – H1 = r H - энтальпия реакции
Если вещества находятся в стандартном состоянии – стандартная энтальпия реакции r H 0
Условия стандартного состояния веществ
Состояние вещества |
Стандартное состояние вещества |
Простое твердое вещество |
Кристаллическое твердое вещество |
Простое жидкое вещество |
Чистая жидкость |
Газообразное |
Парциальное давление 101кПа или относительное давление 1 |
Растворенное |
Концентрация 1 моль/л |
стандартное состояние - не зависит от температуры.
В термохимических уравнениях допустимы дробные стехиометрические коэффициенты:
Н2(г)
+ 1/2О2(г)
= Н2О(ж);
ΔrНо298
= -285,84 кДж
Если ΔrН< 0 - экзотермическая реакция (Q>0)
Если ΔrН>0 - эндотермическая реакция (Q<0)
Тепловой эффект реакции зависит от температуры
указывают температуру rНт или rНот, например rН298 или rНо298
Тепловой
эффект реакции зависит от природы и
состояния исходных и конечных веществ,
но не зависит от пути реакции
1 А
В
2
3
С
rНт (1) = rНт (2) + rНт(3)
Например:
СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О (г), rН°298 = – 802,34 кДж
Эту же реакцию можно провести через 2 стадии:
1. СН4 + 3/2О2 = СО + 2Н2О (г) rН°1 = – 519,33 кДж,
2. СО + 1/2О2 = СО2, rН°2 = – 283,01 кДж,
rН° = rН°1 + rН°2 = (– 519,33) + (– 283,01) =
= – 802,34 кДж