Химическая термодинамика
Термодинамикаизучает различные системы и процессы, протекающие в них, устанавливает взаимосвязь между различными видами энергии, определяет возможность, направление и пределы протекания различных процессов.
Основные понятия термодинамики.
Система - это тело или группа тел, находящихся во взаимодействии и мысленно обособленных от окружающей среды.
Различают:
—Изолированные системы, которые не обмениваются с окружающей средой ни веществом, ни энергией.
—закрытые системы, которые обмениваются с окружающей средой только энергией.
—открытые системы, которые обмениваются с окружающей средой и энергией и веществом.Любой живой организм - это открытая система.
Состояние системы характеризуется параметрами, которые измеряются — это объем, давление и температура (v, р, t).
Процесс, протекающий при постоянной температуре (t = const), называется изотермическим.
При изохорном процессе V= const , при изобарном процессе P= const.
Для описания состояния систем, так же могут использоваться и определенные функции, истинные значения которых определить невозможно.
U—внутренняя энергия системы
Н—энтальпия (теплосодержание системы)
S— энтропия
G— изобарно-изотермический потенциал.
Всеобщий закон сохранения энергии распространяется и на термодинамические закономерности перехода различных видов энергии друг в друга в строго определенных эквивалентных соотношениях и называется первым началом термодинамики:
Теплота, подводимая к системе, расходуется на изменение внутренней энергии системы и на совершение работы системой против внешних сил.
Q=ΔU+A
Q – количество теплоты, подводимое к системе,
ΔU – изменение внутренней энергии системы.
Внутренняя энергия - энергия взаимодействия всех частиц системы, то есть полная энергия системы, за исключением потенциальной и кинетической.
А – работа, совершаемая системой против внешних сил, т.е. против внешнего давления, стремящегося изменить объем системы: А = р* (V2 – V1) = р*ΔV
Для изохорного процесса, где V= const (ΔV=0) => А =0 , тогда теплота изохорного процесса – тепловой эффект изохорного процесса:
QV = U2 – U1 = ΔU
Тепловой эффект изохорного процесса равен изменению внутренней энергии системы.
Теплота изобарного процесса, где Р = const определяется уравнением:
Qр = ΔU + р*ΔV = (U2 – U1) + р* (V2 – V1) =( U2 + р*V2) - ( U1 + р*V1) =ΔH ;
Н = U + р*V
Тепловой эффект изобарного процесса равен изменению энтальпии (теплосодержания) системы.
Закон Гесса(1836 г.)
Тепловой эффект любой реакции не зависит от пути протекания реакции, а определяется лишь начальным и конечным состоянием системы и равен сумме тепловых эффектов отдельных стадий процесса.
Рассмотрим процесс горения угля, который может протекать по-разному:
через стадию образования угарного газа (СО) – не полное окисление или полное окисление с образованием углекислого газа (СО2).
ΔН
С (уголь, графит) + О2(газ)СО2(газ)
b bDapnqqyrLLvgXw2zhvBGFeB/22es/Hfzcv1ZfWTeJ/ou1DJI3oUH8je/iPp2PvQ7n5w9ppddjZU F8YARjg6X59beCO/7qPXz4/C6gcAAAD//wMAUEsDBBQABgAIAAAAIQBmzVyZ4AAAAAkBAAAPAAAA ZHJzL2Rvd25yZXYueG1sTI9BS8NAEIXvgv9hGcGb3aRNQhuzKSIKnsS2UvC2zY5JbHY2ZrdN9Nc7 nvT4eB9vvinWk+3EGQffOlIQzyIQSJUzLdUKXnePN0sQPmgyunOECr7Qw7q8vCh0btxIGzxvQy14 hHyuFTQh9LmUvmrQaj9zPRJ3726wOnAcamkGPfK47eQ8ijJpdUt8odE93jdYHbcnq2C1G1P3Mhz3 Sdx+vn0/fIT+6TkodX013d2CCDiFPxh+9VkdSnY6uBMZLzoF6WIRM6ogyUBwn6UrzgcGk3kGsizk /w/KHwAAAP//AwBQSwECLQAUAAYACAAAACEAtoM4kv4AAADhAQAAEwAAAAAAAAAAAAAAAAAAAAAA W0NvbnRlbnRfVHlwZXNdLnhtbFBLAQItABQABgAIAAAAIQA4/SH/1gAAAJQBAAALAAAAAAAAAAAA AAAAAC8BAABfcmVscy8ucmVsc1BLAQItABQABgAIAAAAIQBaE2CZNQIAAFwEAAAOAAAAAAAAAAAA AAAAAC4CAABkcnMvZTJvRG9jLnhtbFBLAQItABQABgAIAAAAIQBmzVyZ4AAAAAkBAAAPAAAAAAAA AAAAAAAAAI8EAABkcnMvZG93bnJldi54bWxQSwUGAAAAAAQABADzAAAAnAUAAAAA "> Начальное состояние системы конечное состояние системы
ΔН 1 ΔН 2
+[О] +[О]
СО(газ)
ΔН = ΔН1 +ΔН2
ΔН - теплота образования (тепловой эффект образования) углекислого газа; ΔН = - 369 кДж/моль (табличные данные)
ΔН1 - теплота образования (тепловой эффект образования) угарного газа,
ΔН2 - теплота сгорания (тепловой эффект сгорания) угарного газа;
ΔН2 = - 285,5 кДж/моль (табличные данные)
Для определения теплоты образования угарного газа нужно найти ΔН1 по закону Гесса:
ΔН = ΔН1 +ΔН2 => ΔН1 = ΔН - ΔН2 = -369- (-285,5) = -110,5 кДж/моль
2 следствия закона Гесса:
1) Тепловой эффект (ΔН) любого процесса равен сумме тепловых эффектов образования продуктов реакции за вычетом суммы тепловых эффектов образования исходных веществ.
ΔНо = Σ(ΔНообр продуктов) - (ΔНообр исх. веществ)
ΔНообр - это тепловой эффект образования 1 моля сложного вещества из простых при стандартных условиях р = 1 атм; t = 25°С; Теплоты образования простых веществ = 0.
2)Тепловой эффект (ΔН) любого процесса равен сумме тепловых эффектов сгорания исходных веществ за вычетом суммы тепловых эффектов сгорания продуктов реакции.
ΔНо = Σ(ΔНосгор исх. веществ) - (ΔНосгор продуктов)
ΔНосгор - это тепловой эффект реакции окисления 1 моля простого вещества до высшего оксида при стандартных условиях. Теплота сгорания любого высшего оксида = 0.
Энтропия
Известно, что большинство процессов связано не только с передачей энергии, но и с и изменением упорядоченности частиц в ходе этого процесса.
Любая система стремится перейти из более упорядоченного состояния в менее упорядоченное состояние - это утверждение носит название 2 начала термодинамики.
Мера беспорядка частиц в системе - энтропия (S). Она увеличивается во всех процессах, где усиливается беспорядок среди частиц (плавление, испарение и т.д.), а также во всех необратимых и самопроизвольных процессах.
Для термодинамической характеристики процесса чаще используется величина изменения изобарно-изотермического потенциала ΔG,который учитывает баланс между тепловым эффектом процесса и изменением энтропии в ходе этого процесса:
ΔG =ΔH - Т ΔS - уравнение Гиббса-Гельмгольца
Если при расчетах найдено, что ΔG<0, то самопроизвольный процесс возможен.
Если ΔG = 0 - процесс находится в равновесии.
Если ΔG > 0 - самопроизвольный процесс невозможен.
Частицам (молекулам, атомам, ионам) присуще стремление к беспорядочному движению, поэтому система стремится перейти из более упорядоченного состояния в менее упорядоченное, которое является более вероятным .
Между энтропией и вероятностьюсостояния существует связь, выражаемаяформулой
Универсальная газовая постоянная
Число Авогадро
К постоянная Больцмана
W - вероятность состояния
Число микросостояний, с помощью которого осуществляется данное макросостояние, называется вероятностью его состояния.
Обычно число мнкросостояний, отвечающих тому или иному макросостоянию, очень велико.
Поэтому удобнее характеризовать состояние системы не самой вероятностью состояния, а величиной пропорциональной её логарифму, т.е. энтропией.
При 0°К w=l , тогда S = 0 и система считается полностью упорядоченной.
Когда к системе подводится порция тепла, то энтропия возрастает.
Энтропия увеличивается не только с повышением температуры, но и при расширении, при плавлении, а также при химическом взаимодействии, сопровождающимся увеличением числа частиц.
И наоборот, все процессы, связанные с упорядочением системы, сопровождаются уменьшением энтропии. Например, процессы конденсации, сжатия, кристаллизации, полимеризации и т.д.
Необратимые (неравновесные) процессы всегдасопровождаются ростом энтропии. В случае обратимого (равновесного)процессаэнтропия остаётся постоянной, ΔS = О. Изменение энтропии в результате протекания реакции рассчитывается по закону Гесса.
Упражнения для самостоятельной работы:
1. Во сколько раз уменьшится скорость бимолекулярной газовой реакции, при уменьшении давления в системе в 3 раза.
2. Куда сместится равновесие в системе Н2+Br2 ↔ 2HBr; ΔH<0, если:
a. понизить температуру;
b. увеличить концентрацию HBr в 2 раза?
3. В системе 2NO2 ↔ N2O4 концентрация оксида азота (IV) составляет 0,4 моль/л. Вычислить константу скорости, если скорость прямой реакции, при данных условиях равна 1,29 (моль/л * сек). Куда сместится равновесие в системе, если увеличить давление в 2 раза?
4. При растворении FeSO4 в воде выделяется 66 кДж/моль, а при растворении FeSO4 . 7Н2О поглощается 11,7 кДж/моль. Вычислить тепловой эффект образования кристаллогидрата FeSO4 . 7Н2О.
5. Вычислить константу равновесия реакции Н2 + I2= 2HI, если исходные концентрации водорода и йода составляли по 0,02 М, а равновесная концентрация HI равна 0,03 М.
6. Вычислить тепловой эффект образования аммиака из реакции:
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O; ΔН= -1532 кДж,
если ΔНобр Н2О(ж)= -286 кДж/моль.
7. Как изменится скорость реакции при повышении температуры на 20°, если температурный коэффициент скорости равен 3.
8. Протекают две последовательные обратимые реакции:
А + В ↔ С (1) и С + D ↔ F (2).
В какую сторону надо сместить равновесие реакции (1), чтобы повысить концентрацию продукта реакции (2):
a. Вправо
b. Влево
c. Не влияет
Глава 5
Дата добавления: 2016-03-15; просмотров: 1117;