Термохимия, термодинамика

Девиз: Все в природе стремится к минимуму потенциальной энергии. Вселенная расширяется.

ЛЕКЦИЯ 5 - ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ . ТЕРМОХИМИЯ, ТЕРМОДИНАМИКА

План:

1. Общие закономерности протекания химических процессов. 2. Законы термохимии. 3. Принцип Бертло. 4. Энтропия. 5. Энергия Гиббса.

Общая энергия Е любой молекулярной системы равняется

Е = Ек + Еп + U,

где Е

к – кинетическая;

Еп – потенциальная;

U – внутренняя энергия системы.

Под внутренней энергией и понимают совокупность энергии электрона, колебаний ядер, вращательную и сумму энергий их взаимодействий .

В настоящее время не существует теоретических и экспериментальных методов определения внутренней энергии любой системы. Можно определить с помощью различных физических и химических методов только лишь изменение внутренней энергии.

Известно, что в процессе химических реакций происходит выделение или поглощение энергии. В этих случаях теплота реакции, в соответствии с первым началом термодинамики, расходуется, как на совершение работы, так и на изменение внутренней энергии.

Q = U + A

Изменение внутренней энергии не зависит от способа проведения процесса, а зависит от начального и конечного состояния системы.

1) Все химические процессы проходят или при постоянном давлении или при постоянном объеме.

При Р = const: Qp = U +p V = (U2 –U1 ) + p(V2 – V1)

Qp = (U2 – pV2) – (U1 + pV1), где U + pV = H – энтальпия H – представляет собой функцию состояния вещества, называемого энтальпией и характеризует теплосодержание системы .

Qp = H2 – H1 = H

Тепловой эффект реакции для процессов, происходит при V = const, равен изменению внутренней энергии (т.к. V = 0). При V= const: Qv = U

В настоящее время наряду с существовавшей ранее термохимической шкалой широко используется термодинамическая шкала, которая учитывает изменение внутренней энергии системы, т.е. если внутренняя энергия системы повышается (эндотермический процесс), то значит изменение энтальпии положительно, т.е. Н>0. Если внутренняя энергия уменьшается (экзотермический процесс), Н<0.

В термохимической и термодинамической шкале знаки противоположны. Для проведения различных термохимических расчетов используют стандартные значения энтальпии или стандартное изменение энтальпии ( H°, H°298 ). Стандартные условия: концентрация 1 моль/ л, р = 101,3 Кпа, Т = 298 K

ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ТЕРМОХИМИИ:

Первый в термохимии закон был сформулирован одновременно двумя исследованиями двух ученых и называется законом Лавуазье–Лапласа.

Тепловой эффект образовавшегося химического соединения равен тепловому эффекту его разложения, но с обратным знаком . Теплотой образования химического соединения называется изменение энтальпии при образовании 1 моль химического соединения из элементов

Са(тв) + С(тв) + 1,5 О2(г) = CaCO3 (тв) Н°298 = -1207 кДж/моль Другой важной характеристикой термохимических величин является теплота сгорания химического соединения. Теплота сгорания представляет собой изменение энтальпии при полном окислении 1 моля химического соединения .

С6H6(ж.) + 7,5 O2(г) = 6СО2(г) + 3Н2О(ж); Н° =-3280 кДж/моль.