Внутренняя энергия и энтальпия. Закон Гесса

Существует два основных способа передачи энергии – посредством перехода тепла и произведения работы.

1) Теплота (Q)– количественная мера хаотического движения частиц,

2) Работа (А) – количественная мера упорядоченного движения частиц.
Теплота и работа в системе СИ измеряется в джоулях (Дж). 1Дж = 1Н·1м. 1Дж – это работа, которую совершает сила в 1Н на пути в 1м в направлении действия этой силы. 1Н – это сила, которая за 1 секунду изменяет скорость тела массой 1 кг на 1м/с.

Существует внесистемная единица – калория. 1 калория – это количество тепла, которое надо затратить для нагрева 1 г воды на 1 ^оС в интервале температур 19,5 ÷ 20,5 ^оС. 1кал = 4,18 Дж.

Для характеристики энергетического состояния системы применяются такие понятия как внутренняя энергия и энтальпия.

Внутренняя энергия системы (U) – это общий запас энергии системы, включающий энергию поступа­тельного и вращательного движения молекул, энергию внутримолекулярных колебаний атомов и атомных групп, энергию движения электронов, внутриядерную энергию и т.д. Абсолютные значения внутренней энергии веществ неизвестны, так как нельзя привести систему в состояние, лишенное энергии, поэтому на практике пользуются её изменени­ем ΔU. Внутренняя энергия является функцией состояния, то есть её изменение однозначно определяется начальным и конечным состоянием системы и не зависит от пути перехода, по которому протекает процесс. Изменение внутренней энергии системы измеряют при постоянном объеме, то есть в изохорно–изотермическом процессе (v – const, T – const). ΔU = U₂ – U₁, где U₂ – энергия продуктов реакции, U₁ – энергия исходных веществ.

Энтальпия (Н) применяется в случае проведения процесса при постоянном давлении, то есть в изобарно–изотермических (p – const, T – const) условиях. Абсолютные значения энтальпии также неизвестны, поэтому на практике пользуются изменением энтальпии ΔH = H₂ – H₁.Энтальпия также является функцией состояния.

Если объем системы не изменяется, то ΔН = ΔU.

В случае изменения объема (расширение или сжатие газов под действием внешнего давления) система совершает работу, которая вычисляется по формуле А = р·ΔV, где р– давление, ΔV – изменение объема. Отсюда, ΔН = ΔU + р·ΔV.

Стандартные условия: Т = 298,15 К, р = 101,325 кПа, n = 1моль, С = 1 моль/л, агрегатное состояние и кристаллическая модификация – наиболее устойчивые при стандартных условиях. Изменение внутренней энергии и энтальпии при стандартных условиях обозначается ΔU⁰₂₉₈ и ΔH⁰₂₉₈.

Примеры:

1) ΔH⁰₂₉₈(Н_2(Г)) = 0 кДж/моль, ΔH⁰₂₉₈(О_2(Г)) = 0 кДж/моль. Для простых веществ ΔH⁰₂₉₈ при стандартных условиях приняли условно равным 0.

2) ΔH⁰₂₉₈(Н₂О_(ж)) = –285,8 кДж/моль, т.е. при стандартных условиях образование1 моль жидкой воды из простых веществ Н_2(Г) и О_2(Г) сопровождается выделением 285,8 кДж энергии. Это соответствует термохимическому уравнению

Н_2(г) + ½О_2(г) = Н₂О_(ж), ΔH⁰₂₉₈ = –285,8 кДж/моль.

Из приведенного уравнения видно, что в термодинамике наряду с указанием теплового эффекта реакции, указываются агрегатные состояния веществ (кристаллическое – к, жидкое – ж, газообразное – г) и допускаются дробные коэффициенты. В такой форме записи уравнения называются термохимическими.

Следует отметить, что несмотря на введение таких термодинамических функций как ΔН и ΔUна практике продолжает широко применяться такое понятие как тепловой эффект (Q). Так как Qхарактеризует изменения не самой системы, а внешней среды, то знаки будет противоположные: ΔН = –Q_р и ΔU = –Q_v.

Закон Гесса (1840 г) – тепловой эффект реак­ции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от количества стадий перехода исходных веществ в продукты реакции.

Следует отметить, что закон Гесса был открыт для химических реакций, но он применим к фазовым переходам и другим процессам, энергетические эффекты которых не зависят от пути протекания процесса, а только от исходного и конечного состояния системы.

На практике широко пользуются следствиями из закона Гесса:

1) Тепловой эффект химической реакции равен разности между суммой энтальпий образования продуктов реакции и суммой энтальпий образования исходных веществ (с учетом стехиометрических коэффициентов)