12.Химическая термодинамика. Энергетика химических процессов. Внутренняя энергия и энтальпия. Термохимические уравнения. Тепло­та образования и разложения веществ.

Внутренняя энергия – энергия заключенная в веществе. Она обозначается U и складывается из E_к движения частиц, E_п химических связей и внутриядерной энергии. ΔU –изменение энергии.

Энтальпия – величина, определяемая соотношением:

Н= U + PV

Изменение энтальпии равно взятому с обратным знаком тепловому эффекту реакции, проведенной при постоянной температуре и постоянным давлении.

Термохимические уравнения – уравнения, в которых указано количество выделяющейся или поглощаемой теплоты.

Теплота образования – тепловой эффект образования вещества из элементарных веществ, при стандартных условиях.

Теплота разложения – эффект разложения более сложных веществ на более простые.

13.Стандартные тепловые эффекты различных процессов. Основной за­кон термохимии (закон Гесса). Применение термохимических расче­тов.

Закон Гесса: суммарный тепловой эффект некоторого ряда последовательных реакций равен суммарному тепловому эффекту любого другого ряда реакций, если одинаковы исходные вещества (количество и состояние), а также продукты реакции (их количество и состояние).

I следствие: тепловой эффект разложения какого-либо сложного вещества до простых, равен тепловому эффекту получения этого сложного вещества из этих простых веществ, взятому с противоположным знаком.

II следствие: тепловой эффект химической реакции равен разности между суммой теплот образования продуктов реакции и суммой теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов перед формулами веществ в уравнении реакции.

III следствие: разность тепловых эффектов двух реакций, начальное состояние веществ которых различны, а конечное одинаковы представляет собой тепловой эффект перехода из одного начального состояния в другое.

IV следствие: разность тепловых эффектов одной и той же реакции, начальное состояние веществ у которой одинаковы, а конечное состояние различно, представляют собой переход из одного конечного состояния в другое.

V следствие: сумма тепловых эффектов ряда последовательных реакций, приводящих систему в исходное состояние равны 0.

14.Химическое сродство. Энтропия. Ее изменение при химических про­цессах. Стандартные энтропии веществ. Методы расчета изменения энтропии в ходе химической реакции.

Химическое сродство - параметр термодинамической системы, характеризующий отклонение от состояния химического равновесия.

Энтропия - часть внутренней энергии замкнутой системы, которая не может быть использована или быть преобразована в механическую работу.

Газообразное состояние – частицы газа находятся на расстоянии друг от друга, хаотично передвигаются. Энтропия в газе очень велика.

Жидкое тело – частицы расположены предельно близко друг к другу, но могут перемещаться. Энтропия велика.

Твердое тело – частицы расположены на малом расстоянии друг от друга, не могут двигаться. Энтропия не велика.

aA+bB=cC+dD

ΔS=c*S˚₂₉₈(C)+d*S˚₂₉₈(D)-a*S˚₂₉₈(A)-b*S˚₂₉₈(B)

15.Изобрано-изотермический потенциал. Принципиальная возможность или невозможность осуществления процесса. Энтальпийный и энтропийный факторы и направление процесса Расчет направления протекания химических реакций.

Изобарно-изотермический потенциал – движущая сила, способствующая протеканию реакций при постоянных T и V.

Свободная энергия Гиббса [ΔG] – представляет собой полезную работу, которую может совершить данная система.

ΔG<0 – самопроизвольное протекание реакции возможно.

ΔG>0 – самопроизвольно не протекает.

ΔG=0 – система находится в условиях выбора.

Энтальпийный и энтропийный факторы процесса. Энергия Гиббса связана с энтальпией и энтропией уравнением:

ΔG= ΔH- ΔT*S

При очень низкой температуре ΔT*S→0, т.е. ΔG≈ΔH

При очень высокой температуре ‌‌ ‌|ΔH|<| ΔT*S |, т.е. ΔG≈ ΔT*S

ΔS>0 – процесс возможен

ΔS<0 – процесс невозможен