Теплота химической реакции (при постоянном давлении или при постоянном объеме) не зависит от пути процесса, а определяется только начальным и конечным состояниями системы.

4. Проиллюстрируем данное утверждение на двух примерах.

 
 

а) Во-первых, пусть имеются две параллельные цепи реакций:

 

Согласно закону,

Q1 + Q2 = Q3 + Q4 (2.1, б)

 
 

б) Во-вторых, пусть имеется цепь последовательных реакций:

 

Q0

при сопоставлении которой с непосредственным превращением А—›Ввновь получаем две параллельные цепи (где одна цепь представлена лишь одной реакцией). И, по аналогии с (2.1,6),можем записать:

 
 

Вывод: теплота суммарного превращения равна сумме теплот нромежуточ­ных стадий.

5. Что же касается работы, то нетрудно рассчитать работу реагирующей системы (или над ней), совершаемую против давления.

а) Так, пусть имеется реакция вида

 
 

где вещество С — газ.

б) За счет образования газа объем системы увеличивается, и совершается работа против постоянного внешнего давления:

 
 

 
 

Под Vraз следует понимать такой объем, который образовавшийся газ зани­мает при собственном давлении, равном атмосферному. Отсюда

 

а это свидетельствует, что работа расширения определяется количеством образующегося газа.

в) Если в ходе реакции газ, наоборот, поглощается, работу совершает внешняя среда. Но формулы ее расчета остаются такими же.

г) Если же все участники реакции находятся в жидком или твердом состоянии, то работа против давления практически не совершается.

Энтальпия

Вернемся к теплоте реакций и других процессов.

1. Как было изложено выше, теплота процесса становится функцией состояния только при определенных условиях, однако в общем случае таковой не является.

 
 

2. а) В связи с этим, в термодинамику введена другая величина — энтальпия:

Её определение сделано на основании формулы (1.10):

 
 

б) Особенность энтальпии состоит в том, что она всегда является функцией состояния.

Действительно, в определении (2.6) фигурируют только параметры Р, V и функция Е состояния.

Следовательно,во всех процессах ΔН (как и ΔЕ) зависит только от начального (1) и конечного (2) состояний:

 
 

где H2 и H1 — энтальпии этих состояний.

 
 

3. а) Тем не менее, для изобарного процесса изменение энтальпии равно теплоте:

б) Поэтому теплоту реакций можно находить по разности энтальпии продуктов и реагентов:

 

 

 
 

вследствие чего теплоту обычно отождествляют с энтальпией.

в) Заметим: такое отождествление справедливо только при условии, что в ходе процесса не совершается никакой иной работы, кроме работы против давле­ния.

г) Если же в изобарном процессе производится какая-то другая («полезная») работа, то теплота процесса отличается от ΔН на величину этой работы:

 
 

 

 
 

откуда

 

 
 

4. а) Для изохорногои изотермическогопроцессов изменение энтальпии таково:

где Δnг — изменение количества газообразных веществ.

б) Если все участники реакции — в жидком или твердом состоянии, то величинами ΔР иΔ (PV) можно пренебречь, и тогда

 
 

Как видно, для изохорного процесса изменение энтальпии вновь почти совпадает с теплотой.

5. Существует еще одно толкование энтальпии.

Поскольку PV — потенциальная энергия не только газообразных, но и жидких веществ, то Н = Е + PVэто сумма внутренней и потенциальной энергии системы.

Однако важней всего связь ΔН с теплотой.

 

2.3. Расчёт теплот реакций

 

Как же рассчитывать теплоты реакций, используя представление об энтальпии?

1. Поскольку в определение H входит Е, то абсолютное значение энтальпии системы (или какого-то вещества) неизвестно.

Поэтому энтальпию вещества характеризуют стандартными энтальпиями образования и сгорания.

а) ΔНообр (стандартная энтальпия образования) — это теплота реакции образо­вания вещества из простых веществ (или элементов) при стандартных условиях:

простые вещества → X. (2.14, а)

 

При этом для самих простых веществ ΔНообр считается равной нулю.

б) А ΔНосг (стандартная энтальпия сгорания) теплота реакции сгорания вещества до оксидов (с максимальной степенью окисления) при стандартных условиях:

Х + О2оксиды (с макс. СО). (2.14,б)

Здесь для указанных оксидов принимается, что ΔНосг = 0.

в) Величины ΔНосг определены для очень многих веществ экспериментальным способом — путем сжигания вещества в калориметрической «бомбе» и измерения выделяющейся теплоты.

Зная ΔНосг, можно вычислить и ΔНообр.

Эти значения (ΔНосг и ΔНообр) содержатся во многих справочных таблицах.

2. а) Для получения формул, показывающих, как пользоваться этими величина­ми, обратимся к простейшей реакции:

А → В (2.15)

ΔНрц

Здесь ΔНрц — теплота реакции.

 
 

б) Теплота результирующего превращения не изменится (по закону Гесса), если его провести одним из двух таких способов:

 

 
 

в) Отсюда получаем:

г) Обобщение этих выражений для произвольных реакций приводит к формулам:

 
 

Здесь νi и νj — стехиометрические коэффициенты перед соответствующими веществами в уравнении реакции.

д) Таким образом, для расчета теплоты реакции по энтальпиям образованияследует из суммы энтальпий продуктов вычесть сумму энтальпий реагентов.

А при использовании энтальпий сгорания —наоборот, из суммы энтальпий реагентов вычесть сумму энтальпий продуктов.

3. Вот примеррасчета по этим формулам. Спиртовое брожение глюкозы у дрожжей:

 
 

4. а) По знаку теплоты (т.е. ΔНорц) реакции подразделяются на

- экзотермические, где ΔНорц < 0 , т. е. теплота выделяется, и

- эндотермические, в которых ΔНорц > 0 — теплота поглощается.

б) Таким образом, приведенный выше процесс брожения глюкозы является экзотермическим.

 

2.4. Теплоёмкость веществ

Наряду с энтальпиями образования и сгорания непосредственное отношение к теплоте имеет теплоемкость.

1. Дадим определение: молярная теплоемкость вещества – это количество теплоты, требующееся для увеличения температуры 1 моля вещества на 1 гра­дус:

 
 

(Для обозначения бесконечно или малой теплоты в произвольном процессе здесь и далее используется знак δ, а не d, поскольку теплота может не являться функцией состояния, и тогда величина δQ зависит от способа осуществления данной микростадии процесса).

2. а) Известны два частных вида теплоемкости — CVиCP :

- в первом случае теп­лоемкость определяется при постоянном объеме,

- во втором — при постоянном давлении.

б) Учтем, что, согласно (1.11,б) и (2.9),

 

Отсюда

 

 

Как видим, CV — это производная внутренней энергии по температуре, отнесенная к 1 молю вещества, а CP— производная энтальпии.

3. Можно также установить связь этих двух величин между собой.

а) При P = const для идеальных газов

 
 

 
 

б) Подставляя последнее выражение в (2.22,б), получаем:

Таким образом, эти две теплоёмкости различаются всего на величину R ≈ 8,31 Дж/(моль∙К). Причём, это справедливо лишь для идеальных газов; в случае же жидких и твёрдых веществ СР = СV .

 
 

4. а) Возвращаясь к идеальному газу, напомним:

 
 

б) Поэтому для него, согласно (2.22, а) и (2.24,6),

 

 
 

в) Для сравнения приведем теплоемкость воды в пределах 10°—20° С:

Как видно, она гораздо больше. Так что, в самом деле, оценки (2.25,а-б)справедливы только для идеального газа.

 








Дата добавления: 2016-03-20; просмотров: 825;


Поиск по сайту:

При помощи поиска вы сможете найти нужную вам информацию.

Поделитесь с друзьями:

Если вам перенёс пользу информационный материал, или помог в учебе – поделитесь этим сайтом с друзьями и знакомыми.
helpiks.org - Хелпикс.Орг - 2014-2024 год. Материал сайта представляется для ознакомительного и учебного использования. | Поддержка
Генерация страницы за: 0.021 сек.