2. Химическая термодинамика

2. 1. Основные понятия

Превращения одних видов энергии и работы в другие изучает наука термодинамика.

Раздел термодинамики, изучающий обмен энергией и массой между химическими системами, называют химической термодинамикой.

Совокупность веществ, находящихся во взаимодействии и мысленно выделенная из окружающей среды, называется системой.

В зависимости от характера взаимодействия системы с окружающей средой различают открытые, закрытые и изолированные системы. Открытойсистемой называется система, которая может обмениваться энергией и массой с окружающей средой.Закрытойсистемой называется система, которая может обмениваться с окружающей средой только энергией.Изолированнойсистемой называется система постоянного объема, в которой не происходит обмена с окружающей средой ни массой, ни энергией.

Отдельная часть системы, отделенная от других ее частей хотя бы одной поверхностью раздела, называется фазой.Система, состоящая из веществ, находящихся в одной фазе называетсягомогенной. Система, состоящая из веществ, находящихся в разных фазах и имеющая хотя бы одну поверхность раздела называетсягетерогеной.

Для характеристики внутреннего состояния вещества в химической термодинамике используют термодинамические функции состояния. Функции состояния обладают общим свойством: изменение любой из них зависит только от начального и конечного состояний системы и не зависит от того, каким именно способом это изменение осуществилось.

В рамках изучения дисциплины химия оперируют, в основном, следующими функциями состояния: внутренняя энергия (U), энтальпия (H), энтропия (S), свободная энергия Гиббса (G), свободная энергия Гельмгольца (F).

Каждая из функций «отвечает» за одну из сторон характеристики состояния вещества или процесса, а совокупность значений всех функций позволяет провести полный термодинамический анализ химического превращения.

2.2. Первый закон термодинамики. Энтальпия

Внутренняя энергия (U) – запас энергии системы, слагающийся из кинетической энергии движения составляющих ее частиц (молекул, атомов и др.) и потенциальной энергии их взаимодействия. Таким образом,U– это весь запас энергии системы, кроме потенциальной энергии ее положения и кинетической энергии всей системы в целом.

Изменение внутренней энергии (ΔU) можно определить, пользуясь законом сохранения энергии (1-й закон термодинамики):теплота, подведенная к системе, расходуется на изменение внутренней энергии и работу против внешних сил. В качестве работы учитывают, в основном, работу газа против внешнего давления (расширение газа).

Q=ΔU+A,

(2.2.1)

где Q – количество сообщенной системе теплоты; А – суммарная работа, совершенная системой(А_1-2= ∫РdV); U = U₂ – U₁ – изменение внутренней энергии.

Большинство процессов протекает при постоянном давлении (Р=const). При этом

А 1-2=Р(V2–V1),

(2.2.2)

а

ΔQ =ΔU + А = U2 – U1 + РV2 – РV1 = (U2 + РV2) – – (U1 + РV1).

(2.2.3)

Введя обозначение

U + РV = Н,

получим

ΔQ =Н2–Н1=ΔH,

(2.2.4)

где Н – функция состояния, которую называютэнтальпией системы.

Таким образом, изменение энтальпии для реакций, происходящих при постоянном давлении, равно количеству теплоты, выделяющейся или поглощающейся данной системой.