Тема 9: основные закономерности протекания химических процессов

 

1.     Закон сохранения массы вещества и энергии, как две составные части закона сохранения материи.

2.     Внутренняя энергия системы. Энтальпия.

3. Термохимия, термохимические законы.

 

Закон сохранения массы вещества и энергии, как две составные части закона сохранения материи

В 1748 г. М.В. Ломоносов сформулировал закон сохранения массы  веществ, а в 1756 г. экспериментально доказал этот закон. В настоящее время закон сохранения массы веществ формулируется так: «Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции».

 

Zn + 1/2О₂                   ZnO

6.54 г + 1,60 г          8,14 г

 

В 1843г. (почти 100 лет спустя) немецкий физик Мейер, англ. физик Джоуль и нем. физиолог Гельмгольц доказали экспериментально и сформулировали закон сохранения энергии: «Энергия не возникает из ничего и не исчезает бесследно, но отдельные ее виды могут переходить друг в друга по строго эквивалентным соотношениям».

Например: при зарядке аккумулятора электрическая энергия превращается в химическую, а при разрядке аккумулятора – наоборот, химическая – в электрическую.

 

 

До начала ХХ века эти два закона (сохранения массы веществ и энергии) рассматривались отдельно друг от друга. Когда было доказано , что энергия обладает массой (Лебедев, 1900) эти два закона объединили в единый закон природы – закон сохранения материи: общее количество вещества (а вещество – это вид материи) до и после реакции остается неизменным , происходит лишь превращение одной формы материи в другую.

Раздел науки, изучающий переходы энергии из одной формы в другую, от системы к системе, а так же энергетические изменения при разных физических и химических процессах называется – термодинамикой.

Объектом изучения в термодинамике является – система. Системой называется совокупность веществ, находящихся во взаимодействии и обособленных от окружающей среды. Напр., это раствор в колбе, смесь газов в баллоне и др. В зависимости от характера взаимодействия системы с окружающей средой различают: открытые, закрытые и изолированные системы.

1. Открытая система – происходит обмен энергии и вещества с другими системами и окружающей средой.

2. Закрытая система – осуществляется обмен энергией, но не веществом.

3. Изолированная система – обмен энергией и веществом с внешней средой полностью исключён.

Состояние системы характеризуется термодинамическими параметрами T, V, P.

Если процессы происходят при const:

T-изотермический, V-изохорический, P-изобарический.

К важнейшим величинам, характеризующим химические системы, относятся: внутренняя энергия (U), энтальпия (H), энтропия (S), энергия Гиббса(G).

Все эти величины представляют собой функции состояния, т.е. зависят только от состояния системы, но не от способа, которым это состояние достигнуто.

 

в начало

 

Внутренняя энергия системы. Энтальпия.

Внутренняя энергия системы – это полная энергия системы, складывающаяся из кинетической и потенциальной энергии частиц системы (это поступательные и вращательные движения молекул, колебательные движения атомов внутри молекул, движение электронов в атоме), кроме потенциальной и кинетической энергии системы в целом. Каждая система имеет внутреннюю энергию (U) , её измерить нельзя. Протекание химической реакции сопровождается изменением внутренней энергии, которая равна

 

U-U=U

 

где (1 – начальное состояние, 2 – конечное состояние).

 

Теплота, подведенная к системе, расходуется на увеличение внутренней энергии и на совершение работы системы против внешних сил.

Q=U+A   (I),

 

 

где А- работа. A=pV . 

 

U=Q-A=Q-pV   (II).  

V=V- V

 

Уравнение (II) выражает первое начало термодинамики, согласно которому: изменение внутренней энергии равно теплоте, сообщенной зак-рытой системой извне, за вычётом работы, произведённой системой против внешних сил.

Первое начало термодинамики является формой выражения закона сохранения энергии.

 

Химические реакции могут протекать в условиях:

 

1.     Т, V – const (изохорно-изотермический процесс).

 

=0, тогда А=0, а

 

То есть теплота, подведенная к системе идет на изменение внутренней энергии.

2.     Т, P – const (изобарно-изотермический процесс).

Q=U+A=U+pV= U – U+p(V – V)= U – U + pV– pV= (U+ +pV) – ( U+ pV)

Сумму U+pV называют энтальпией системы и обозначают буквой H: H=U+pV.

Подставив энтальпию в выражение , имеем , то есть теплота, подведенная к системе при const давлении, расходуется наизменение энтальпии системы.

Энтальпию измерить нельзя, как и внутреннюю энергию, но можно найти изменение энтальпии(H) при переходе системы из одного состояния в другое.

Измеряется H в стандартных условиях и обозначается кДж/моль.

 

в начало

 

Термохимия, термохимические законы.

Раздел химии, посвященный количественному изучению тепловых эффектов реакций, называется термохимией.

Химические уравнения, в которых указаны тепловые эффекты, называются термохимическими.

Реакции, идущие с выделением тепла – экзотермические, а с поглощением тепла – эндотермические.

1.                В экзотермических реакциях H > H, поэтому H–H= – H;

 

A+B  AB + Q   (-H).

 

Например:

 

Zn(к)+HSO Zn SO(ж) + H(г)+143,0 кДж;

                                                                              =-143,0 кДж

2.                  В эндотермических реакциях H< H, поэтому

 

H–H=+H;         C+ДA-Q (+H).

 

Например: N(г)+О(г) 2NO(г)-180,5 кДж;

                                                                             =180,5 кДж.

 

Особенности термохимических уравнений:

1.                В уравнениях допускаются дробные коэффициенты, так как энтальпию относят к одному молю вещества.

2.                В уравнениях указываются агрегатные состояния веществ, так как от агрегатного состояния зависит энтальпия реакции.

Например:

 

 

Разница в 44 кДж – это энтальпия перехода из одного агрегатного состояния в другое.

Изменение энтальпии химической реакции обратно по знаку тепловому эффекту реакции (P –const).

Найдены энтальпии различных процессов: нейтрализации, испарения, образования, сгорания и др.

Тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ в стандартных условиях называют теплотой образования илиэнтальпией образования ().

 

Например:

 

 =.

 

Энтальпию образования простых веществ, устойчивых в стандартных условиях, принимают равной нулю 

В основу всех термохимических расчетов положены законы: Лавуазье – Лапласа (1780-1784) и Г.И. Гесса (1840).

Закон Лавуазье – Лапласа гласит: теплота разложения сложного вещества на простые равна теплоте его образования из тех же веществ, взятой с обратным законом.

AB  A+B + Q;        

A+B  AB - Q Q= Q;      CaO(т)Ca(т)+1/2O(г)-635.5 кДж/моль;

Ca(т)+ 1/2O(г)CaО (т)+635.5 кДж/моль.

Закон Гесса является частым случаем закона сохранения энергии: тепловой эффект химической реакции зависит только от начального и конечного состояния веществ и не зависит от промежуточных стадий реакции.

 

 

Образование Ви В возможно:

1. Непосредственно из Аи А (тепловой эффект ∆Н).

2. Через промежуточные стадии, тепловые эффекты которых    ∆Н₁, ∆Н₂, ∆Н₃.

3. Через промежуточные стадии, тепловые эффекты которых ∆Н₄, ∆Н₅, ∆Н₆.

Согласно закону: ∆Н=∆Н₁+ ∆Н₂+∆Н₃=∆Н₄+∆Н₅+∆Н₆

Например. Реакцию нейтрализации HSO раствором NaOH можно проводить:

1.                 В одну стадию:

 

.

 

2.                 Через промежуточные стадии:

 

а)      ;

б)      

                 

 

Суммарный тепловой эффект в обоих случаях одинаковый.

В термохимических расчетах большое значение имеют следствия из закона Гесса.

Первое следствие из закона Гесса:

Тепловой эффект химических реакций равен сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ.

Вычисления проводятся с учетом стехиометрических коэффициентов перед веществами в уравнении реакции:

 

Например. Вычислить энтальпию данной реакции

 

 

 

и решить вопрос эндо- или экзотермической является реакция.

Из таблицы берем энтальпии веществ:

 

  ;

       ;

;

.

 

Реакция экзотермическая, т.к. ∆Н = -802,2 кДж.

Второе следствие из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции равен сумме энтальпий сгорания исходных веществ за вычетом суммы энтальпий сгорания продуктов реакции.

Вычисления проводятся с учетом стехиометрических коэффициентов перед веществами в уравнении реакции:

 

 

Энтальпия сгорания – тепловой эффект реакции окисления кислородом элементов, входящих в состав вещества, до образования высших оксидов.

Третье следствие из закона Гесса: тепловой эффект перехода вещества из одного агрегатного состояния в другое равен разности между энтальпиями в одном и другом агрегатных состояниях. Например:

 

+;

+ 

 

Разница в 44 КДж/моль – теплота перехода жидкой воды в пар и наоборот.

 

в начало