4. Закон идеального газового состояния (Менделеева–Клапейрона, 1834 - 1874).

В условиях, отличных от нормальных, объем (V) любого известного количества (п) или массы (m) газа может быть рассчитан из уравнения Менделеева–Клапейрона — выражения объединенного (универсального) закона идеального газового состояния Менделеева–Клапейрона:

,

отсюда V = m.R.T/ M . р = n.R.T/p,

где V – объем (л, дм³, 10^-3м³). р – давление (Па, атм., мм рт.ст.), Т — абсолютная температура (К), m – масса (г), М – молярная масса (г/моль), п= – количество (моль) газа;

R – молярная газовая постоянная, R = 8,314 (кПа . л/(моль .К) или Па . м³ /(моль . К)); 0,082 атм . л/(моль . К); 62,34 л . мм рт.ст./(моль . К).

Закон Менделеева–Клапейрона называют объединенным (универсальным), т.к. он устанавливает общие для идеальных и разреженных реальных газов и важнейшие зависимости: а) объема и давления газа от температуры,

б) количеств разных газов и числа частиц в них от их объемов,- связывая частные газовые законы Бойля-Мариотта, Гей-Люссака, Шарля и Авогадро.

Лекции №№ - .

Тема: Физическая химия. Общие закономерности химических процессов

I. Химическая термодинамика (энергетика химичес- ких процессов)

Вопросы:

1. Понятия: химическая термодинамика (х. т/д-ка), термодинамические системы и их классификации (ти-пы), состояние системы, т/д -кие параметры и функ-ции состояния системы. Стандартное состояние системы. Термодинамический процесс и его типы.

2. Внутренняя энергия, теплота и работа. Понятие работы в химических системах. Первое начало термодинамики. Энтальпия.

3. Нулевой закон т/д–ки. Термохимия. Тепловой эффект реакции. Закон Гесса (основной закон термо-химии) и его следствия. Термохимические расчеты.

4. Понятие энтропии. Второе и третье начала (зако-ны) термодинамики.

5.Термодинамические потенциалы. Энергии Гиббса и Гельмгольца). Определение возможности и направления протекания химической реакции.

Самостоятельная работа

(Коровин «Общая химия», Чикин: «Химия», «Методи-ческие указания по выполнению лабораторных работ», «Сборник задач по химии» - 2012 г.)

1. Классическая термодинамика:

основные законы (начала) и методы исследования термодинамических систем.

2. Расчеты тепловых эффектов химических реакций. Энергия химической связи. Энергия кристаллической решетки. Энтальпия процесса растворения. Теплота сгорания топлива (удельная теплота сгорания, ∆Н_T ). Калориметрия. Калорийность пищи. Изменение энтальпии в фазовых и полиморфных превращениях.

3. Теплоемкость: истинная, средняя, удельная, молярная; изохорная, изобарная.

Уравнения Кирхгоффа. Правило Дюлонга-Пти. Правило аддитивности Неймана-Коппа.

Химическая термодинамика -

– это раздел физической химии, - наука, изучающая энергетику химических реакций, т.е. изменение энергии в результате процессов в материальных системах, приводящих к изменению состава и свойств физических тел и веществ, из которых построена данная система. В химической термодинамике на основе законов общей термодинамики осуществляются расчеты условий протекания химических реакций и химического равновесия, определяется возможность и направление самопроизвольного течения химического процесса. Химическая термодинамика изучает тепловые эффекты химических реакций, фазовые пе-реходы (растворение, кристаллизацию, испарение и др.), адсорбцию и т.п.

Термодинамический метод описания систем и процессов позволяет количественно связывать общие (макроскопические) свойства веществ и закономер-ности их изменений и на основании последних рассчитывать одни из этих свойств по экспери-ментальным величинам других свойств - без рассмотрения механизма процесса, его скорости, строения и свойств отдельных частиц веществ.

Первое начало (первый закон) термодинамики:

Количество энергии (теплоты Q ), переданное системе, расходуется на изменение внутренней энергии системы ∆U - и на совершение работы А: Q = ∆U + А

1. В изохорном процессе (V = const):

Q_V = ∆U,

т.к. A = p ∆V, ∆V = 0 (V = const), то p ∆V = 0, и Q_V = ∆U

Внутренняя энергия ∆U - основная т/д-кая (характеристическая) функция состояния системы, поэтому для изохорных процессов количество теплоты - тоже функция состояния, а значит, также не зависит от пути процесса и определяется только начальным и конечным состояниями системы.

2. Изобарный процесс (p = const):

Q_P = ∆U + р∆V

При протекании химических процессов обычно единствен-ным видом работы является работа против сил внешнего давления (расширение газа при р = сопst): А = р∆V.

Тогда 1-е начало будет в виде: Q_P = ∆U + р∆V

Для характеристики изобарного процесса используют другую термодинамическую функцию состояния системы, называемую энтальпией (Н).

Энтальпия определяет содержание свободной внутренней энергии системы и часть общей энергии, расходуемую на совершение работы: Н = U + рV.

Количество теплоты, переданное системе (или отнятое от нее) при постоянном давлении, численно равно и противо-положно по знаку изменению энтальпии системы ∆Н:

│Q_P │ = ∆Н,

тогда ∆Н = ∆U + p∆V,

Таким образом, в изобарном процессе количество погло-щенной теплоты - тоже функция состояния, не зависящая от пути процесса и определяемая только начальным и конечным состояниями системы как изменение энтальпии.

Для экзотермической реакции ∆Н < 0, т.к. она протека-ет с выделением тепла системой, и внутренняя энергия системы и возможность совершения ею работы уменьшаются.

В эндотермической реакции ∆Н > 0, т.к. происходит поглощение тепла системой и энергосодержание системы увеличивается.

Условия, при которых реакционная система, все участвующие в реакции вещества находятся в стандартном состоянии, называют стандартными условиями протекания реакции: р = 101,325 кПа, и обычно Т = 298 К.

Стандартную энтальпию реакции образования 1 моля вещества из простых веществ называют стандартной энтальпией образования этого вещества (∆Н⁰, кДж/моль).

Стандартная энтальпия образования простых веществ

равна нулю.

3. Изотермический процесс (Т = const):

∆U = 0,

Тогда уравнение 1-го начала: Q = A

Следовательно, при изотермическом процессе поглощенная системой теплота расходуется только на совершаемую системой механическую работу.

4. Адиабатический процесс (Q = 0):

Уравнение 1-го начала принимает вид: A = - ∆U,

т.к. Q = ∆U + A, ∆U + A = 0, A = - ∆U

Это означает, что в адиабатическом процессе система совершает только механичеcкую работу и только за счет убыли внутренней энергии системы. Работа обратимого адиабатического расширения идеального газа:

А = -∆U = n С_V (T₁ –T₂),

где n – количество вещества (моль), С_V – молярная (мольная) изохорная теплоемкость (кДж/моль ^.К).

Иначе эту работу можно выразить через начальные и конечные давление и объем: А = (р₁V₁ – р₂V₂₎ /γ^-1

где γ = С_p / С_V ,

а Ср – молярная изобарная теплоемкость (кДж/моль ^.К)