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.

Открытые

Обмениваются с окружающей средой энергией и веществом

Изолированные

нет обмена с окружающей средой ни веществом, ни энергией

Закрытые

обмениваются с окружающей средой энергией. Но нет обмена веществом

открытая колба,

в которой протекает батарея парового теплоизолированная

химическая реакция отопления труба теплоцентрали

Гомогенные – состоят из одной фазы

Гетерогенные – состоят из двух и более фаз

РастворNaCl в воде Кусочки льда в воде

ФАЗА - часть системы однородная по составу и свойствам и отделенная от других частей (фаз) поверхностью раздела

Термодинамические параметры - величины, характеризующие макросвойства системы:

●температура (Т),

● давление (Р),

● объем (V),

● концентрация (с),

● плотность (r) и т.д.

Совокупность т-дин. параметров характеризует состояние системы.

В классической термодинамике системы рассматриваются в равновесных состояниях.

Равновесное состояние системы:

все термодинамические параметры постоянны во времени и во всех точках системы.

Пример:

* кусок сахара в воде  идет растворение  неравновесная система

** сладкий сироп  сахар полностью растворен  равновесная система

Основное свойство функций состояния:

Если система переходит из состояния I (P₁V₁T₁) в состояние II (P₂V₂T₂), то изменение значения характеристической функции .

ΔФ не зависит от пути перехода системы из состояния I в состояние II, а определяется только начальным и конечным значением этой функции.

P₁V₁T₁ P₂V₂T₂

Ф₁ Ф₂ ΔФ = Ф₂ – Ф₁

Термодинамические переходы:

изотермические - Т = const

изобарические – p = const

изохорические- V= const

адиабатические - нет обмена теплом с окруж. cредой,

Q= const

Химические реакции наиболее часто протекают:

*в изобарно-изотермических условиях (р=const, Т=const)

*в изохорно-изотермических условиях (V=const, Т=const)

Основные функции состояния:

Основные функции состояния:

▓Внутренняя энергия U

▓Энтальпия H

▓Энтропия S

▓ Энергия Гиббса G

▓Энергия Гельмгольца F

Внутренняя энергия U:

Совокупность всех видов энергии частиц в системе (энергия движения и взаимодействия молекул, атомов, ядер и других частиц, внутриядерная и все другие неизвестные виды энергии), кроме кинетической энергии движения системы, как целого, и потенциальной энергии ее положения.

Энтальпия Н – функция состояния (теплосодержание, энергосодержание, включает внутреннюю энергию) .

H = U + рV - по определению

 Абсолютное значение U и H определить нельзя!

Первое начало (закон) термодинамики:

Q = U + W

Q – количество теплоты, сообщенной системе;

U = (U₂ – U₁ ) – приращение внутренней энергии;

W – суммарная работа, совершенная системой.

!  U - функция состояния системы

! W и Q – не функции состояния системы, то есть их

изменения зависят от пути процесса

подводимая к системе теплота Q расходуется на приращение ее внутренней энергии U и совершение системой работы W .

Это форма выражения закона сохранения энергии: энергия не может ни создаваться, ни исчезать, но может превращаться из одной формы в другую

Пусть система совершает только работу против сил внешнего давления (работу расширения): W = рV .

Тогда Q = U + рV

Рассмотрим 2 случая:

а) изохорно-изотермический процесс – Т= const, V = const; тогда V = 0 , работа расширения системы W = 0.

Тогда:

Q_V = U = U₂ – U₁. .

!!! Таким образом, при данных условиях - Q_V численно равна изменению функции состояния, т.е. не зависит от пути процесса.

б) изобарно-изотермический процесс - Т= const,

р = const

Т.к. V =(V₂ – V₁ ) и U =( U₂ – U₁ )  имеем :

Q_p = U + рV=(U₂ – U₁) + p(V₂ – V₁) =(U₂+ рV₂)–(U₁+ рV₁)= = H₂ – H₁ = H

Q_p = H₂ – H₁ = H. .

!! Таким образом, при данных условиях - Q_Р тоже численно равна изменению функции состояния, т.е. не зависит от пути процесса.

Для идеальных газов уравнение состояния: p∆V = ∆νRT,

∆ν – разница между числом молей газообразных продуктов и исходных веществ.

Q_p = Q_V + ∆νRT

связь между Q_p и Q_V: