Билет №13 энтальпия реакция

Равновесие химических реакций. Термодинамические функции химических реакций. Расчет изменения энтальпии, энтропии и теплоемкости химической реакции при нормальных условиях и заданной температуре.

Для хим.реакций равновесным считается состояние, в котором приходит система при постоянных внешних условиях, характеризуемый неизменностью во времени термодинамических параметров и отсутствием в системе потока вещества и теплоты.

Химическая термодинамика рассматривает взаимосвязи между работой и энергией применительно к химическим превращениям.

1. Энтальпия реакция

Протекание хим.реакции сопровождается изменением энергии системы. Абсолютное значение энергии не может быть определено, т.к. нельзя привести систему в состояние лишенной энергии, но изменение энергии в результате протекания процесса можно определить, начиная отсчет от любого состояния в системе, условно присвоить его энергию равную 0. В общем случае энергия складывается из кинетической энергии движения системы в целом, потенциальной энергии, обусловленной положением системы в каком-либо внешнем поле и из внутренней энергии.

В хим.термодинамике рассматриваются неподвижные системы при отсутствие внешнего поля, тогда полная энергия системы равна внутренней.

Теплота, сообщенной системой, идет на изменение внутренней энергии

∆U= U₂-U₁

где U₂,U₁- внутренняя энергия исходной и конечной системы соответственно

Теплота также идет на преодоление сопротивлений, препятствующих изменению состояния системы, т.е. на совершение работы

Q=∆U+A

Если на систему действует только постоянное внешнее давление, то для бесконечно малого изменения состояния уравнение имеет вид:

δQ=dU+δA=dU+pdV

δQ - бесконечно малое количество теплоты

dU- полный дифференциал внутренней энергии системы

δA - бесконечно малое количество работ

Химическое превращение чаще всего происходит при постоянном объеме:

δQ_Р=d(U+Р_V)

После интегрирования от U₁ до U₂ и от V₁ до V₂:

Q_Р= U₂ - U₁ +РV₂- РV₁=(U₂+ РV₂)- (U₁+ РV₁)=Н₂-Н₁=∆Н

Изменение энтальпии реакции относится к системе и определяется её начального и конечного состояния.

Из закона Гесса вытекают следующие положения:

1. Теплота образования соединения из исходных веществ не зависит от способа получения этого соединения.

2. Теплота разложения соединения до определенных исходных веществ равна и противоположна по знаку теплоте образования соединения из этих веществ.

3. Если из 2-ух разных систем в результате различных процессов образуются одинаковые продукты, то разность между теплотами этих процессов равна теплоте перехода одной системы в другую.

При термодинамических расчетах необходимо все данные относить к одинаковым стандартным условиям, в которых все продукты в термодинамически устойчивом состоянии, т.е. р=0,1МПа, Т=298К.

Энтальпию химической реакции можно определить по теплотам образования, участвующих в ней простых веществ:

∆Н₂₉₈⁰=∑(ν_i∆Н_f298⁰)_{продукты}- ∑(ν_i∆Н_f298⁰)_{исх вещ-ва}

2. Энтропия реакции

Энтропия характеризует направление процесса - это однозначная, непрерывная и конечная функция состояния системы. Следовательно, её изменение не зависит от пути агрегатного перехода, а определяется только конечными и начальными состояниями системы:

∆S=S₂-S₁=∑(ν_i∆S_f298⁰)_{продукты}- ∑(ν_i∆S_f298⁰)_{исх вещ-ва}

По знаку изменения энтропии процессы делятся на положительные (самопроизвольные) и отрицательные (несамопроизвольные). Т.е. зная знак ∆S можно говорить о направлении процесса.

3. Теплоемкости хим.реакции

Теплоемкость - физическая величина, определяемая отношением бесконечно малого количества δQ, полученного телом, к соответствующему приращению его температуры δT.

С= δQ/ δT

Для химического процесса изменение теплоемкости задается изменением состава системы и рассчитывается следующим образом: