Химическая термодинамика

Типы кристаллических решеток

Тип крист. решетки	молекулярная	атомная
Примеры	твердые СH4; N2; HCl; HClO4; SO3	Р-черный; алмаз
Особенности строения	В узлах - полярные и неполярные молекулы, связанные слабыми силами Ван-дер-Ваальса.	В узлах - атомы, связанные прочными ковалентными связями.
Свойства	Сравнительно низкая t пл., невысокая прочность и твердоть, но достаточно низкая тепло- и электропроводность.	Очень высокая твердость и t пл., хрупкость, нелетучесть.

ионная	металлическая
NaCl; NaNO3; Na2SO4	K; Li; Ca; Na; Mg…
В узлах чередуются положительные и отрицательные ионы. Образуются элементами с резко различающейся ЭО.	В узлах - нейтральные атомы и положительные ионы данного металла. Между ними свободно перемещаются валентные электроны электронный газ.
Достаточно высокая прочность, твердость, t пл. и хрупкость, расплав проводит эл. ток.	Металлический блеск; электро- и теплопроводность; ковкость; твердость(все металлы, кроме Hg).

Химическая термодинамика -наука, изучающая переходы энергии из одной формы в другую и устанавливающая направление и пределы самопроизвольного протекания реакций при заданных условиях. Система - совокупность находящихся во взаимодействии веществ, обособленных от окружающей среды мысленными или фактическими границами.Вещества, входящие в состав системы, называются ее компонентами. Фаза – часть системы, однородная во всех точках по составу и свойствам и отделенная от других частей системы поверхностью раздела, при переходе через к-рые св-ва меняются скачкообразно. Системы: однофазные (гомогенные), многофазные (гетерогенные); открытые, закрытые, изолированные.

Первый закон термодинамики - Энергия не исчезает и не возникает из ничего, она может только переходить из одной формы в другую и передаваться в другие системы в форме теплоты и работы.

ΣЕ = const. Термодинамические параметры систем: температура, давление, плотность, концентрация и др. Равновесное состояние системы характеризуется постоянством термодинамических параметров.

Функции состояния системы (свойства, не зависящие от пути перехода в данное состояние): Внутренняя энергия U [кДж/моль], Энтальпия H[кДж/моль], Энтропия S [Дж/(мольК)], Энергия Гиббса G [кДж/моль].

Внутренняя энергия (U) – полная энергия системы, складывающаяся из кинетической и потенциальной энергий атомных ядер, электронов, атомов и молекул. Q=∆U+A, при p=const: A=p∆V= p(V2—V1), Q=(U2-U1)+ p(V2—V1) = (U2+pV2)-(U1+pV1)= H2-H1. Энтальпия (теплосодержание) H.

Обычно тепловые эффекты измеряются при стандартных условиях: Давление Р = 101325 Па, Температура Т = 298 К (25º С), ∆Hº298 - табличная величина.

По тепловому эффекту химические реакции подразделяются на: экзотермические (+Q, -∆Н) -

химические реакции, протекающие с выделением тепла; эндотермические (-Q, +∆Н) - химические реакции, протекающие с поглощением тепла.

Основной закон термохимии Закон Гесса - тепловой эффект реакции зависит только от начального и конечного состояния вещества и не зависит от промежуточных стадий процесса. Первое следствие из закона Гесса: Теплота образования вещества (энтальпия) – это тепловой эффект реакции образования 1 моль этого вещества из простых веществ, устойчивых при стандартных условиях. Теплоты образования простых веществ при стандартных условиях приняты равными нулю. Тепловой эффект реакции ∆H реакции [кДж / моль] равен ∆H= ∑ ∆H продуктов - ∑ ∆H исх.в-в

Энтропия S [Дж/(моль ∙ К)] - термодинамическая функция состояния, которая является мерой беспорядка, хаотичности, неупорядоченности в системе. ∆Sреакции = ∑Sпродуктов - ∑Sисх.в-в

Возрастание энтропии: твердое тело> жидкость> газ; расширение газов; растворение кристаллич.в-в.

Второй закон термодинамики: в изолированных системах энтропия может только увеличиваться (необратимые процессы) или оставаться постоянной (обратимые процессы).

Обычно самопроизвольно протекают процессы, сопровождающиеся: 1)уменьшением энтальпии (теплосодержания) системы ∆Н<0, т.е.экзотермические энтальпийный фактор, 2)приводящие к увеличению энтропии системы ∆S>0 энтропийный фактор.

Движущая сила и направление химических реакций: В изобарно – изотермических условиях движущей силой химической реакции является энергия Гиббса ∆G [ кДж/моль]. ∆G = ∆H - T∆S

Условие возможности протекания реакции: ∆G<0 реакция возможна при данных условиях (равновесие смещено в сторону образования продуктов реакции), ∆G>0 реакция невозможна в данных условиях (равновесие смещено в сторону образования исходных веществ) (при ∆G>300 кДж/моль, реакция невозможна в принципе);∆G = 0 система находится в состоянии химического равновесия.

Возможность протекания реакции ∆ G = ∆H - Т ∆S

∆H	∆S	∆G	Возможность протекания реакции
-	+	-	Возможна при любых температурах
+	-	+	Невозможна при любых температурах
+	+	+ -	Возможна при высоких температурах
-	-	+ -	Возможна при низких температурах

Дата добавления: 2014-01-20