10. Закон Гесса. Тепловые эффекты химических реакций. Примеры расчетов.

Закон Гесса. Изменение энтальпии зависит только от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути протекания процесса.

Следствие из закона Гесса. Тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот образования конечных веществ – минус сумма теплот образования исходных веществ с учетом их стехиометрических коэффициентов.

Тепловой эффект реакции – изменение энергии системы при протекании в ней химической реакции при условии, что система не совершает никакой другой работы, кроме работы расширения. Это теплота, которая выделяется или поглощается в результате реакции.

Экзотермический – Q>0

Эндотермический – Q<0

U1 > U2 U1 < U2

∆U < 0 ∆U > 0

Qv > 0 Qv < 0

Если система находится в изохорических условиях (V = const, AV= 0), следует:

Q_y=ΔU

т.е. в этом случае тепловой эффект химической реакции равен изменению внутренней энергии системы.

В большинстве случаев химические реакции протекают при постоянном давлении. Тепловой эффект реакции можно называть также изменением энтальпии реакции и обозначать ΔН. Если исходные вещества и продукты реакции находятся в стандартном состоянии то тепловой эффект реакции.называется стандартным тепловым эффектом реакции и обозначается ΔН⁰.

Пример. Рассчитаем стандартную энтальпию образования пропана СзН₈, если изменение стандартной энтальпии реакции его сгорания

С₃Н₈ + 50₂ = ЗС0₂ + 4Н₂0(г) равно ΔН°298⁼ -2043,86 кДж/моль.

Решение.Подставив значение ΔН°₂п и справочные данные, получим: Δ_fН⁰с,н„т = 3(—393,51) + 4(-241,82) - 5 * 0 - (-2043,86) = -103,85 кДж/моль.

11. Энтропия как функция состояния. Изменение энтропии в химических реакциях.

Энтропия – термодинамическая функция состояния системы и её величина зависит от количества рассматриваемого вещества. dS=σQ/T Так же это мера беспорядка в системе.

W- термодинамическая вероятность – число микросостояний с помощью которого осуществляется данное макросостояние.(это число очень велико)

Энтропия широко применяется и в других областях науки: в

статистической физике как мера вероятности осуществления какого - либо

макроскопического состояния.

Изменение энтропии.

S=klnW(формула Больцмана). Состояние системы можно характеризовать микросостояниями составляющих ее частиц, т.е. их мгновенными координатами и скоростями различных видов движения в различных направлениях. Число микросостояний системы называется термодинамической вероятностью системы W. Так как число частиц в системе огромно (например, в 1 моль имеется 6,02 - 10 частиц), то термодинамическая вероятность системы выражается огромными числами. Поэтому пользуются логарифмом термодинамической вероятности In W. Величина, равная RlnW = S, называет­ся энтропией системы, отнесенной к одному молю вещества. Как и универсальная газовая постоянная R, энтропия имеет единицу измерения Дж/(моль • К). Энтропия вещества в стандартном состоянии называется стандартной энтропией S при 289K.

12.Второй закон ТД для изолированных и закрытых систем.

В изолированной системе процесс идёт самопроизвольно в сторону возрастания энтальпии до её максимального значения.

В закрытых системах процесс идёт самопроизвольно в сторону уменьшения изохороно-изотермического потенциала до его минимального значения. (или в изолированных системах идут только такие процессы, которые сопровождаются возрастанием энтропии)

13. Энтропия и ТД- вероятность. Формула Больцмана. Абсолютные энтропии химических соединений.

Энтропия – термодинамическая функция состояния системы и её величина зависит от количества рассматриваемого вещества. S=klnW(формула Больцмана) Так же это мера беспорядка в системе.

W- термодинамическая вероятность – число микросостояний с помощью которого осуществляется данное макросостояние.(это число очень велико)

Энтропия широко применяется и в других областях науки: в

статистической физике как мера вероятности осуществления какого - либо

макроскопического состояния.

В отличие от других термодинамических функций, можно определить не только изменение, но и абсолютное значение энтропии. Это вытекает из высказанного в 1911 г. М. Планком постулата, согласно которому «при абсо­лютном нуле энтропия идеального кристалла равна нулю». Этот постулат получил название третьего закона термодинамики.

По мере повышения температуры растет скорость различных видов движений частиц, т.е. число их микросостояний и соответственно термодинамическая вероятность и энтропия вещества (рис. 5.3). При переходе вещества из твердого состояния в жидкое значительно увеличивается неупорядоченность и соответственно энтропия вещества (ΔS_пл). Особенно резко растет неупорядоченность и соответственно энтропия вещества при его переходе из жидкого в газообразное состояние (ΔS_кип) (рис. 5.3). Энтропия увеличивается при превращении вещества из кристаллического в аморфное состояние.

К ак видно, энтропия системы в результате реакции возросла ΔS > 0. Так как энтропия вещества в газообразном состоянии существенно выше, чем в жидком и твердом состояниях, то изменение энтропии положительно, если в результате процесса возрастает число молей газообразных веществ, как в только что рассмотренном примере. Вследствие высоких значений энтропии газов, последние называют «носителями энтропии».