Энергетика химических процессов Введение

Науку о взаимных превращениях различных видов энергии называют термодинамикой.

При химических реакциях происходят глубокие качественные и количественные изменения в системах: рвутся связи в исходных веществах, возникают новые связи в конечных продуктах. Эти изменения сопровождаются поглощением или выделением энергии. В большинстве случаев этой энергией является теплота.

Раздел термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических реакций, называют термохимией. Реакции, которые сопровождаются выделением теплоты, называют экзотермическими, а поглощением теплоты - эндотермическими.

С помощью энергетики химических процессов решают многие научные и технологические задачи, например, определения:

- условий протекания реакций;

- энергий кристаллических решёток;

- теплот и температур сгорания;

- теплотворной способности веществ;

- термической устойчивости веществ

- и др.

При любом процессе соблюдается закон сохранения энергии, как проявление более общего закона природы – закона сохранения материи. Согласно первому закону химической термодинамики теплота Q, поглощённая системой, идет на изменения ее внутренней энергии ΔU и на совершение работы A:

Q = ΔU + A

Внутренняя энергия системы U – это общий ее запас, включающий энергию поступательного и вращательного движения молекул, энергию внутримолекулярных колебаний атомов и атомных групп, энергию движения электронов, внутриядерную энергию и т.д. Внутренняя энергия – полная энергия системы без потенциальной энергии, обусловленной положением системы в пространстве, и без кинетической энергии системы как целого. Абсолютное значение внутренней энергии U веществ не известно, так как нельзя привести систему в состояние, лишенное энергии. Внутренняя энергия, как и любой вид энергии, является функцией состояния, то есть ее изменение определяется начальным и конечным состояниями системы:

ΔU = U₂ – U₁

А – работа против внешнего давления, в первом приближении А = PΔV, где ΔV – изменение объема системы: ΔV = V₂ – V₁

Большинство химических реакций протекают в изобарно- изотермических условиях: Р = Const и T = Const, поэтому:

Q_P,T = ΔU + PΔV; Q_P,T = (U₂ – U₁) + p (V₂ – V₁),

Q_P,T = (U₂ + pV₂) – (U₁ + pV₁), где U + pV обозначим через Н

Величину Н называют энтальпией. Таким образом, теплота Q_P,T при Р = const и

Т = const приобретает свойство функции состояния: ее изменение не зависит от пути, по которому протекает процесс. Отсюда Q_P,T реакции в изобарно-изотермическом процессе равна изменению энтальпии системы ΔН (если единственным видом работы является работа расширения):

Q_p,Т = ΔН

Энтальпия, как и внутренняя энергия, является функцией состояния: ее изменение ΔН определяется только начальным и конечным состояниями системы и не зависит от пути перехода.

Теплота химического процесса в изобарно-изотермических условиях называется тепловым эффектам химической реакции.

Термохимические расчеты основаны на законе Г.И. Гесса (1840 г.): тепловой эффект реакции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода.

Часто в термохимических расчетах применяют следствие закона Г.И. Гесса: тепловой эффект реакции (ΔН_х.р.) равен сумме теплот образования ΔН_обр. продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции:

ΔН_х.р. = Σ ΔН^прод. - Σ ΔН^{исх в-в.}