Основные понятия термодинамики

ГИМНАЗИЯ – ЛАБОРАТОРИЯ» 

 

Реферат по теме:

ТЕПЛОВОЙ ЭФФЕКТ

ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.

 

Выполнила

ученица 9 класса «Б»

Корнеева Ольга

Руководитель – Давыдочкина С. В.

 

 

Москва, 2011 г.

Содержание:

Введение……………………………………………………………………..………………стр. 3

§ 1. Теоретические знания о тепловом эффекте. Основные понятия термодинамики. Тепловой эффект химических реакций. Законы термохимии………………………………….……….……...…………………….....….….стр. 4

§ 2. Экспериментальное определение теплового эффекта………………………..…..стр. 10

§ 3. Применение теплового эффекта на практике. Химические «грелки» и охлаждающие пакеты. Жаропрочные покрытия. Термохимический способ обработки алмаза………………………………………………………………………………………...стр.

Заключение…………………………………………………………………..……………стр. 13

Список литературы…………………………………………………………….…………стр. 14

Введение

 

Как известно, жизнь на Земле невозможна без протекания химических реакций. Они составляют основу создания и существования большинства современных предметов. Без химических реакций нашу планету не защищал бы озоновый слой, в недрах земли не скрывались бы полезные ископаемые. Поэтому химические реакции – одна из самых важных вещей на Земле, а их изучение – сложный, но очень полезный процесс.

Но охватить всю суть химических реакций в одном реферате невозможно. Можно лишь описать какую-то их сторону. Именно поэтому я и выбрала в качестве темы своего исследования, наверное, один из самых интересных и уж точно один из самых важных аспектов химических реакций – тепловой эффект.

Тепловые эффекты химических реакций необходимы для многих технических расчетов. Они находят обширное применение во многих отраслях промышленности, а также в военных разработках. Знание теплового эффекта также важно для решения многих практических задач. Посредством химических реакций с тепловым эффектом в наших квартирах горит газ, идет горячая вода, есть электричество, благодаря именно этому типу химических реакция ездят наши автомобили, летают ракеты и самолеты. Все реакции горения – суть тепловые реакции. Порох, огнестрельное оружие, сварка и резка металлов, промышленные лазеры… Химические реакции везде.

Иными словами, химические реакции c тепловым эффектом вошли в современную жизнь человека и общества. Именно потому, что сейчас они являются неотъемлемой частью нашей жизни, и следует обратить особое внимание на эту тему. Именно поэтому эта тема выбрана нами для написания реферата.

Цель исследования – разносторонне изучить и явление теплового эффекта и возможность его применения на практике. Этой цели можно достигнуть, решив несколько поставленных нами задач:

 

1. Познакомиться с понятием термодинамики и ее основными аспектами;

2. Изучить раздел термодинамики, называемый термохимией;

3. Понять, что такое тепловой эффект и каково его значение в химии;

4. Узнать о разных способах применения полученных знаний в жизни.

Теоретические знания о тепловом эффекте.

Основные понятия термодинамики.

Термодинамика (греч. θέρμη — «тепло», δύναμις — «сила») — раздел прикладной физики или теоретической теплотехники, в котором исследуется превращение движения в теплоту и наоборот. В термодинамике рассматриваются не только вопросы распространения теплоты, но и физические и химические изменения, связанные с поглощением теплоты веществом, а также, наоборот, выделение теплоты в ходе физических и химических превращений.[1]

Термодинамика исторически возникла как эмпирическая (экспериментальная) наука об основных способах преобразования внутренней энергии тел для совершения механической работы. Однако в процессе своего развития термодинамика проникла во все разделы физики, где возможно ввести понятие «температура» и позволила теоретически предсказать многие явления задолго до появления строгой теории этих явлений.

Химическая термодинамика изучает взаимные превращения теплоты и энергии в химических системах и описывает состояние химического равновесия. Она позволяет судить о том, при каких условиях возможна та или иная реакция.[2]

В данной главе мы познакомимся с основными законами и понятиями термодинамики.

Термодинамические превращения подчиняются основным законам термодинамики – термодинамическим началам. Всего их 3, плюс примечание, называемое также нулевым началом термодинамики.

Первое начало термодинамики - закон сохранения энергии для термодинамических процессов. Он гласит:

Энергия не возникает из ничего и не исчезает бесследно, а только переходит из одной формы в другую.

Энергия бывает разной. В курсе физики рассматривают такие ее виды, как, например, потенциальная и кинетическая. В химии важнее внутренняя энергия веществ (энергия движения их молекул и атомов). Изменение внутренней энергии веществ в ходе химических реакций гораздо больше изменения их потенциальной и кинетической энергии. Поэтому при проведении лабораторных опытов мы не кидаемся пробирками с веществами для большего изменения их энергии (что нужно нам для проведения реакции), а используем другие способы. Часть внутренней энергии, связанная с движением электронов в атомах, называется химической энергией.

Кроме того, в химических реакциях важно знать тепловую энергию веществ. Так называют суммарную энергию атомов в молекуле и молекул в целом. Мерой тепловой энергии является температура тела. Кроме того, она зависит и от агрегатного состояния вещества, и от типа молекул. Тепловая энергия выделяется, например, когда химическая энергия исходных веществ в ходе химической реакции больше, чем энергия продуктов.

Закон сохранения энергии для химических реакций гласит:

Тепловая энергия, выделившаяся в ходе химической реакции, равна изменению химической энергии.

Второе начало термодинамики имеет несколько различных, но в то же время эквивалентных формулировок.

1 — Постулат Клаузиуса[3]. Процесс, при котором не происходит других изменений, кроме передачи теплоты от горячего тела к холодному, является необратимым, то есть теплота не может перейти от холодного тела к горячему без каких-либо других изменений в системе. Это явление называют рассеиванием, или диссипацией, энергии.

2 — Постулат Кельвина[4]. Процесс, при котором работа переходит в теплоту без каких-либо других изменений в системе, является необратимым, то есть невозможно превратить в работу всю теплоту, взятую от источника с однородной температурой, не проводя других изменений в системе.

Химические реакции с тепловым эффектом – это так называемые самопроизвольные процессы, то есть идущие сами по себе. К таким процессам относятся и экзотермические, и эндотермические реакции.

Однако после проведения ряда экспериментов было установлено, что существуют факторы, определяющие направление самопроизвольных реакций.

В экзотермических реакциях выделяющееся тепло нагревает реагенты, таким образом продляя время протекания реакции, к тому же, нам известно, что в экзотермических реакциях энергия уменьшается. Таким образом, химические реакции идут самопроизвольно в сторону уменьшения энергии веществ.

Но многие реакции разложения (эндотермические по типу) тоже могут идти самопроизвольно, значит, уменьшение энергии – не единственный фактор.

Оказывается, немаловажную роль играет также то, как энергия распределена в веществах – равномерно или собрана где-то в одном месте. Самопроизвольные процессы сопровождаются рассеиванием энергии и превращением ее в более неупорядоченную форму. Степень беспорядка характеризуется специальной величиной, которая называется энтропия.

    [5]

  Энтропия (от греч. ξντροπία — поворот, превращение) – в естественных науках — мера беспорядка системы, состоящей из многих элементов.

Энтропия обозначается знаком S.

Рудольф Клаузиус впервые ввел это слово в термодинамике в 1865 году. В термодинамике оно означает меру необратимого рассеивания энергии, меру отклонения реального процесса от идеального.

Чем равномернее распределение всех свойств системы (энергии, давления, температуры и т. д.), тем больше энтропия. В направлении увеличения энтропии и происходят все самопроизвольные процессы.

Поэтому второе начало термодинамики в целом формулируется так:

В изолированных системах самопроизвольные процессы могут протекать только с увеличением энтропии. При обратимых процессах энтропия не изменяется.

Третье начало термодинамики: Теорема Нернста: Энтропия любой системы при абсолютном нуле температуры всегда может быть принята равной нулю.

Существует также примечание к началам, или нулевой закон термодинамики.

Нулевое начало термодинамики гласит:

Для каждой изолированной термодинамической системы существует состояние термодинамического равновесия, которого она при фиксированных внешних условиях с течением времени самопроизвольно достигает.

При расчетах химических реакций химикам важно знать эти законы.

Термодинамика содержит множество формул, описывающих преобразования энергии в ходе химических реакций, и все они подчиняются основным законам, речь о которых шла в данной главе.

Тепловой эффект.

 

Ни одна химическая реакция не проходит без затрат или выделения определенного количества энергии или тепла. Это происходит оттого, что в каждом веществе изначально присутствует некое количество энергии. Причем в разных веществах это количество разное.

В ходе реакции происходит разрыв связей в исходных веществах и образование новых связей в продуктах реакции. Поскольку образование связи идет с выделением, а ее разрыв - с поглощением энергии, то химические реакции сопровождаются энергетическими эффектами.

На основе разницы между запасом энергии в исходных веществах и продуктах реакции выделяют два типа реакций.

Первый тип – реакции с выделением тепла, или экзотермические (от греч. экзо – наружу) реакции. К нему относятся реакции, в которых запас энергии исходных веществ больше, чем запас энергии продуктов реакции. В таком случае энергия выделяется в окружающую среду, поэтому нужно организовать отвод тепла, чтобы избежать перегрева или взрыва химического реактора.

Реакции, в которых продукты имеют больший запас энергии, чем исходные вещества, относят ко второму типу – реакции с поглощением тепла, или эндотермические (от греч. эндо – внутрь). В эндотермических реакциях необходимое тепло поглощается из окружающей среды, поэтому в лабораториях такие реакции происходят при нагревании.

Впервые термины «экзотермический» и «эндотермический» ввел французский химик Пьер Бертло[6], считающийся одним из основоположников термохимии[7].

Примером экзотермических реакций могут служить реакции горения. Например, природный газ (метан CH₄) сгорает в кислороде воздуха с выделением большого количества теплоты:

 

CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O + 50,08 МДж

 

Также к экзотермическим относятся растворения металлов в кислотах, реакции нейтрализации и многие другие.

Примером эндотермической реакции является образование оксида углерода (II) CO и водорода H₂ из угля и воды, которое происходит только при нагревании:

 

C + H₂O + 110 кДж = CO + H₂ – 110 кДж

 

Таким образом, любая химическая реакция сопровождается выделением или поглощением энергии. Чаще всего энергия выделяется или поглощается в виде теплоты (реже - в виде световой или механической энергии). Эту теплоту можно измерить. Результат измерения выражают в килоджоулях (кДж) для 1моль реагента или (реже) для 1 моль продукта реакции. Такая величина называется тепловым эффектом реакции.

Тепловой эффект - количество теплоты, выделившееся или поглощенное химической системой при протекании в ней химической реакции.

Тепловой эффект обозначается символом Q. Его величина соответствует разности между энергиями исходного и конечного состояний реакции.

В экзотермических реакциях Q > 0.

В эндотермических реакциях Q < 0.

Мы называем это явление тепловым эффектом, хотя точнее было бы говорить об энергетическом эффекте реакции.

Уравнения, иллюстрирующие протекание химических реакций с тепловым эффектом, называются термохимическими. В этих уравнениях важно учитывать агрегатные состояния веществ, участвующих в реакции, и значение теплового эффекта в кДж.

Обозначение агрегатного состояния вещества имеет большое значение. Например, в реакции сгорания водорода первоначально образуется вода в виде пара (газообразное состояние), при конденсации которого может выделиться еще некоторое количество энергии. Следовательно, для образования воды в виде жидкости измеренный тепловой эффект реакции будет несколько больше, чем для образования только пара, поскольку при конденсации пара выделится еще порция теплоты.

Используется также частный случай теплового эффекта реакции - теплота сгорания. Из самого названия видно, что теплота сгорания служит для характеристики вещества, применяемого в качестве топлива. Теплоту сгорания относят к 1 моль вещества, являющегося топливом (восстановителем в реакции окисления), например:

 

C₂H₂ + 2,5O₂ = 2CO₂ + H₂O + 1300 кДж,

где 1300 кДж – теплота сгорания ацетилена.

Если реакция обратима и может протекать в противоположных направлениях, то теплоты прямой и обратной реакций будут равны по абсолютной величине и противоположны по знаку.

 

Запасенную в молекулах энергию (Е) можно отложить на энергетической шкале. В этом случае тепловой эффект реакции (ΔЕ) можно показать графически.

Химики изображают изменение энергии веществ в ходе протекания реакций с помощью так называемых энергетических кривых.

[8]

 

Тепловой эффект зависит не только от количества реагирующих веществ и продуктов реакции (прямая пропорциональная зависимость) и их природы, но и от внешних факторов, таких как температура и давление. При этом внешние факторы могут оставаться неизменными, тогда мы будем иметь дело с изобарными и изотермическими процессами.

Изотермический процесс — термодинамический процесс, происходящий в физической системе при постоянной температуре.

Изобарный процесс (др.-греч. ισος — «одинаковый»и βαρος — «вес») — термодинамический процесс, происходящий в системе при постоянном давлении.

Если реакция не сопровождается изменением объема, то тепловой эффект связан с изменением внутренней энергии Δ U:

ΔU = U_{продуктов} – U_{реагентов}

Изменение внутренней энергии противоположно тепловому эффекту:

ΔU = - Q

В таких реакциях теплота расходуется не только на изменение внутренней энергии веществ, но и на работу расширения/сжатия газов. Для расчета этой работы используется величина, которая называется энтальпия.

Энтальпия — это свойство вещества, указывающее количество энергии, которую можно преобразовать в теплоту:[9]

H = U + pV,

 

где p - давление, V - объем.

В подобных случаях теплоту реакции выражают через изменение энтальпии:

ΔH = H_{продуктов} – H_{реагентов}

 

В экзотермических реакциях энтальпия уменьшается, в эндотермических, соответственно, увеличивается.

Изменение энтальпии равно тепловому эффекту по величине и противоположно по знаку:

ΔH = - Q [10]

 

Знание тепловых эффектов химических реакций имеет большое практическое значение, как в химии, так и в других областях науки (например, физике и медицине). Так при проектировании промышленного реактора необходимо знать, сколько тепловой энергии должно затрачиваться или будет выделяться в ходе реакции за единицу времени. В первом случае необходимо предусмотреть приток энергии для поддержания реакции, например путем подогрева реактора. Во втором случае, наоборот, необходимо эффективно отводить излишек теплоты, иначе произойдет перегрев реактора со всеми вытекающими отсюда последствиями, вплоть до взрыва.

Для расчета теплового эффекта реакции нужно знать законы науки, занимающейся непосредственно тепловым эффектом – термохимии.

 

Законы термохимии.

 

Термохимия - раздел физической химии, изучающий тепловые эффекты, сопровождающие химические процессы. Примером служит выделение или поглощение тепла при химической реакции, растворении вещества или изменении агрегатного состояния, например, при переходе жидкости в газ.[11]

 

Основной закон термохимии сформулирован русским химиком Германом Гессом[12] в 1840 году. Этот закон является частным случаем первого начала термодинамики (применительно к химическим реакциям)

Он гласит:

Тепловой эффект химической реакции, проводимой в изобарно-изотермических или изохорно-изотермических условиях, зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания.

Иными словами, количество теплоты, выделяющееся или поглощающееся при каком-либо процессе, всегда одно и то же, независимо от того, протекает ли данное химическое превращение в одну или в несколько стадий (при условии, что температура, давление и агрегатные состояния веществ одинаковы). Этот закон можно проиллюстрировать на таком примере:

Процесс окисления глюкозы в организме осуществляется по сложному многостадийному механизму:

 

С₆Н₁₂О₆ + 2АДФ + 2 Н₃РО₄ + 2НАД = 2С₃Н₄О₃ + 2НАД·2Н₂ + 2АТФ + 2Н₂О

 

2С₃Н₄О₃ + 6О₂ + 36АДФ + 36Н₃РО₄ + 2НАДФ·Н₂ = 6СО₂ + 42Н₂О + 36АТФ+2НАД [13]

 

Однако суммарный тепловой эффект всех стадий данного процесса равен теплоте сгорания глюкозы:

C₆H₁₂O₆ +6О₂=6СО₂ + 6Н₂О+ Q

ΔH (C₆H₁₂O₆) = 2815800 кДж / кмоль

Очень важны следствия из закона:

1. Тепловой эффект прямой реакции равен по величине и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции (закон Лавуазье — Лапласа[14]).

2. Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот образования (ΔHf) продуктов реакции и исходных веществ, умноженных на стехиометрические коэффициенты (ν).

3. Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот сгорания (ΔHc) исходных веществ и продуктов реакции, умноженных на стехиометрические коэффициенты (ν). [15]

Здесь следует рассказать подробнее о теплоте образования.

Теплота образования химического вещества – это тепловой эффект образования 1 моль этого вещества из простых веществ. Теплота образования обозначается символом ΔH_f (H – от анлийского heat – теплота, f – formation - образование). Если реакция экзотермическая, то ΔH_f > 0, а если эндотермическая, то ΔH_f < 0. Причем при сильно эндотермических реакциях образовавшееся соединение часто оказывается нестабильным и распадается обратно на простые вещества. Теплоты образования веществ используют при расчете тепловых эффектов реакций, причем нужно знать как ΔH_f исходных веществ, так и ΔH_f продуктов реакции.

Теплота сгорания — это количество выделившейся теплоты при полном сгорании массовой (для твердых и жидких веществ) или объёмной (для газообразных) единицы вещества. Измеряется в джоулях или калориях. Теплота сгорания, отнесённая к единице массы или объёма топлива, называется удельной теплотой сгорания (Дж или кал на 1 кг, м³ или моль).

Таким образом, пользуясь табличными значениями теплот образования или сгорания веществ, можно рассчитать теплоту реакции, не прибегая к эксперименту. Табличные величины теплот образования и сгорания веществ обычно относятся к т.н. стандартным условиям.

Стандартные условия – стандартные физические условия, определяемые давлением 101325 Па (760 мм рт.ст.) и абсолютной температурой 273.15 К, при которых объем 1 моль идеального газа равен 0.022414 м³.

Для расчёта теплоты процесса, протекающего при иных условиях, необходимо использовать и другие законы термохимии, например, закон Кирхгофа, описывающий зависимость теплового эффекта реакции от температуры.

Если начальное и конечное состояния химической реакции (реакций) совпадают, то ее (их) тепловой эффект равен нулю.

Важность закона Гесса состоит в том, что можно просчитать тепловой эффект практически любой химической реакции, несмотря на то, как протекает реакция.