double arrow

Химическая термодинамика

Химическая термодинамика изучает энергетические эффекты, сопровождающие химические процессы, а также возможность и направление самопроизвольного протекания процессов.

Системой называется тело или группа тел, находящихся во взаимодействии с окружающей средой и мысленно обособляемых от нее.

В любом процессе соблюдается закон сохранения энергии:

Это соотношение называется первым началом термодинамики и означает, что если к системе подводится теплота Q, то она расходуется на изменение внутренней энергии ΔU и на совершение работы A.

Под внутренней энергией системы U подразумевается общий ее запас (энергия движения молекул,электронов, внутриядерная энергия и т.д.) кроме кинетической и потенциальной энергии системы в целом.

Работа обычно совершается при расширении системы против внешнего давления и при постоянном давлении равна A=PΔV. Поэтому первое начало термодинамики можно записать в виде:

Величина H=U+PV называется энтальпией. Таким образом, тепловой эффект процесса при постоянном давлении равен изменению энтальпии ΔH. При постоянном объеме V1=V2, поэтому Qv=ΔU. Qv≠Qp, т.е. тепловой эффект процесса зависит от условий его протекания.

В лабораторных условиях реакции обычно проводятся при постоянном давлении (например, в колбе). Тепловые эффекты, измеренные при атмосферном давлении (101325 Па) называются стандартными и обозначаются ΔH°. В обозначении может указываться абсолютная температура, при которой определен тепловой эффект, например (при 1 атм и 25°С).

Реакции могут протекать с выделением тепла (экзотермические) и с его поглощением (эндотермические). Уравнения реакций, в которых указан тепловой эффект, называются термохимическими. В них приводятся агрегатные состояния веществ (г – газ, ж – жидкость, т – твердое вещество, к – кристаллы), а коэффициенты имеют смысл молей . Например:

H2(г) + Cl2(г) → 2 HСl(г) + 184 кДж

Реакция экзотермическая, поэтому тепловой эффект указан со знаком “плюс”. Однако = –184 кДж, т.к. система теряет теплоту, отдавая ее в окружающую среду. То же уравнение можно записать по-другому:

1/2 H2(г) + 1/2 Cl2(г) → HСl(г) + 92 кДж; = –92 кДж

Закон Гесса: Тепловой эффект процесса зависит только от состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от способа его проведения. Проиллюстрируем применение закона Гесса схемой образования углекислого газа при окислении графита:

Углекислый газ может быть получен в одну стадию; тепловой эффект этой стадии равен ΔH.Двухстадийный путь состоит в окислении графита сначала до CO (тепловой эффект стадии равен ΔH1), а затем до CO2 (тепловой эффект ΔH2). При обоих способах проведения процесса система переходит из одного и того же начального состояния (графит) в одно и то же конечное (углекислый газ), поэтому, согласно закону Гесса, ΔH=ΔH1+ΔH2.

В химических справочниках невозможно привести тепловые эффекты всех реакций. Но из закона Гесса можно получить важные следствия, позволяющие вычислить ΔH почти всех процессов. Для этого введем определения.

Теплотой образования вещества называется тепловой эффект реакции получения 1 моля этого вещества из простых веществ (обозначается , кДж/моль).

Теплотой сгорания вещества называется тепловой эффект сгорания 1 моля этого вещества ( , кДж/моль).

Для многих веществ и приведены в справочниках (см., например, подробный on-line справочник или краткую таблицу 1 приложения). Рассмотрим схему:

Исходные вещества и продукты некоторой реакции, имеющей искомый тепловой эффект ΔH, можно получить из одних и тех же простых веществ (тепловые эффекты ΔH1 и ΔH2 равны суммарным теплотамобразования исходных веществ и продуктов соответственно). Поэтому, согласно закону Гесса:

Это равенство выражает первое следствие из закона Гесса. Например, для реакции

2 NO(г) + O2(г) → 2 NO2(г)

Для простых веществ , поэтому

Рассмотрим другую схему:

Очевидно, что исходные вещества и продукты некоторой реакции всегда дают одни и те же продукты сгорания. Поэтому, согласно закону Гесса:

Это равенство выражает второе следствие из закона Гесса.


Сейчас читают про: