Студопедия

КАТЕГОРИИ:


Архитектура-(3434)Астрономия-(809)Биология-(7483)Биотехнологии-(1457)Военное дело-(14632)Высокие технологии-(1363)География-(913)Геология-(1438)Государство-(451)Демография-(1065)Дом-(47672)Журналистика и СМИ-(912)Изобретательство-(14524)Иностранные языки-(4268)Информатика-(17799)Искусство-(1338)История-(13644)Компьютеры-(11121)Косметика-(55)Кулинария-(373)Культура-(8427)Лингвистика-(374)Литература-(1642)Маркетинг-(23702)Математика-(16968)Машиностроение-(1700)Медицина-(12668)Менеджмент-(24684)Механика-(15423)Науковедение-(506)Образование-(11852)Охрана труда-(3308)Педагогика-(5571)Полиграфия-(1312)Политика-(7869)Право-(5454)Приборостроение-(1369)Программирование-(2801)Производство-(97182)Промышленность-(8706)Психология-(18388)Религия-(3217)Связь-(10668)Сельское хозяйство-(299)Социология-(6455)Спорт-(42831)Строительство-(4793)Торговля-(5050)Транспорт-(2929)Туризм-(1568)Физика-(3942)Философия-(17015)Финансы-(26596)Химия-(22929)Экология-(12095)Экономика-(9961)Электроника-(8441)Электротехника-(4623)Энергетика-(12629)Юриспруденция-(1492)Ядерная техника-(1748)

Основные законы термохимии




 

При эндотермической реакции (идет с поглощением тепла Q <0) >0, следовательно, энтальпия увеличивается.

При экзотермической реакции теплота выделяется (Q >0) в окружающую среду, <0 энтальпия системы уменьшается.

Изменение внутренней энергии или энтальпии химических процессов принято рассматривать, когда все компоненты системы находятся в стандартном состоянии. За стандартноепринимают состояние вещества при 25°С (298,15 К) и давлении 101,325 кПа (или 760 мм. рт. ст.; 1 атм.).

Теплота образования 1 моля химического соединения из простых веществ, называется стандартной теплотой образования или стандартной энтальпией образования. Она обозначается как 298. Стандартные энтальпии простых веществ (например, газообразный азот, кристаллическая сера) принимаются равными нулю.

Тепловым эффектом химической реакции называют теплоту, выделяемую или поглощаемую в результате превращения исходных веществ.

Химические уравнения, в которых указан тепловой эффект реакции и агрегатное состояние реагентов и продуктов называются термохимическими уравнениями. Тепловой эффект (Q) принято записывать в правой части уравнения химической реакции со знаком «плюс» при экзотермическом процессе и «минус» – в эндотермическом процессе. Например:

 

N2 (г)+O2 (г)=2NO(г) – 180,4 кДж/моль (реакция эндотермическая).

 

С помощью подстрочного индекса (г), (ж), (тв) обозначена фаза (газовая, твердая), в которой находится вещество.

В термодинамике принята обратная система знаков тепловых эффектов, т.е. DН= -Q:

 

С(тв.)2 (г)=СО2 (г), = 396 кДж/моль (реакция экзотермическая).

 

В 1836 г российский химик. Г.И. Гесс сформулировал основной закон термохимии: тепловой эффект (изменение энтальпии) химических реакций определяется только начальным и конечным состояниями системы и не зависит от схемы перехода системы из одного состояния в другое.

Закон Гесса имеетследствие: тепловой эффект реакции в стандартных условиях равен сумме стандартных теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы стандартных теплот образования исходных веществ, с учетом стехиометрических коэффициентов, стоящих перед формулами веществ в уравнении химической реакции.

0298 (реакции)=åni0298(продуктов)-å ni0298(исходных веществ)

где nI стехиометрический коэффициент реакции

Так, для реакции взаимодействия оксида SO3 с водой

 

SO3 (ж)2О(ж)=H2SO4 (ж).

стандартный тепловой эффект реакции равен:

 

0298=DН0298(H2SO4)-[DH0298(SO3)+DH0298(H2O)]= -814,2-[-439,0-285,6]= -89,4 кДж/моль.

Реакция является экзотермической.

Таким образом, закон Гесса и его следствие позволяют рассчитывать тепловые эффекты реакций, экспериментальное определение которых затруднено, а также оценить вероятное направление химических реакций, теплоты образования соединений из простых веществ, энергии химических связей и кристаллических решеток и т.д.

Направление, в котором самопроизвольно протекает химическая реакция, определяется совместным действием двух факторов:

- тенденцией системы к переходу в более устойчивое состояние с минимальной внутренней энергией U,

- тенденцией всякого химического процесса к переводу системы в наиболее вероятное для данных условий состояние.

Мерой вероятности состояния системы в термодинамике принято считать функцию состояния, которая называется энтропия (S).

Физический смысл энтропии можно понять, рассмотрев, например, процесс кипения воды. При нагревании сосуда с водой температура последней и ее внутренняя энергия повышается до тех пор, пока вода не закипит. Кипение воды происходит при постоянной температуре и сопровождается поглощением скрытой теплоты испарения (Qисп.). Эта теплота тратится на увеличение степени беспорядка в системе, т.е. на превращение имеющей ближний порядок жидкости в газообразную фазу, не имеющей ни ближнего, ни дальнего порядка. Энтропия системы является мерой неупорядоченности ее состояния.

Изменение энтропии DS определяется только начальным и конечным состояниями системы и не зависит от пути протекания процесса. DS системы равно разности между значениями суммы стандартных энтропий продуктов реакции и исходных реагентов при температуре и давлении, при которых протекает реакция. Для химических реакций (х.р.) в стандартных условиях:

DS0298 (х.р.)=åS0298(продуктов) -åS0298 (исходных в-в),

Согласно 2-му началу термодинамики, в изолированных системах энтропия самопроизвольно протекающего процесса возрастает.

Согласно 3-му началу термодинамики, энтропия чистых веществ при температуре 0 К равна нулю.

Стандартную энтропию чистых веществ относят к 1 молю вещества при р = 101 кПа и Т = 298 К.

Устойчивость системы определяется соотношением энтальпийного и энтропийного факторов, т.е. с одной стороны, система стремится снизить теплосодержание и перейти в более устойчивое состояние, для которого характерна большая упорядоченность и компактность, а с другой – достигнуть наиболее вероятного, максимально разупорядоченного состояния. Функцией состояния, которая одновременно отражает влияние этих двух тенденций на направление протекания химических процессов,является свободная энергия Гиббса (или изобарный потенциал):

DG=DH-TDS.

При стандартных условиях DG химической реакции можно определять аналогично р и DSр., используя стандартные значения энергии Гиббса образования веществ:

DG0298 х.р. =ånI DG0(продуктов)-å nI DG0(исходных. веществ)

При условиях, отличных от стандартных, пользоваться этой формулой нельзя.

Условие принципиальной возможности протекания процесса при постоянных температуре и давлении: DG <0, т.е. при T=const и P=const, реакции могут протекать самопроизвольно в сторону уменьшения изобарного потенциала. Процесс принципиально невозможен, если DG >0. Следует отметить, что эти условия означают именно принципиальную возможность или невозможность протекания процесса. Точно предсказать результат можно только, если DG >> 0 или DG << 0. При DG =0 – в системе наступает химическое равновесие.

Как следует из уравнения Гиббса, увеличение температуры повышает роль энтропийного фактора термодинамического процесса. Высокотемпературный режим благоприятствует протеканию процесса, если DS >0, а при DS <0 препятствует ему. При низких температурах /DН/>>/ТDS/ и DG»DH, возможность протекания самопроизвольного процесса определяется изменением энтальпии. При низких температурах самопроизвольно происходят только экзотермические реакции. Критерий самопроизвольности процесса DG<0 справедлив как для изолированных, так и для открытых систем.




Поделиться с друзьями:


Дата добавления: 2014-01-13; Просмотров: 799; Нарушение авторских прав?; Мы поможем в написании вашей работы!


Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет



studopedia.su - Студопедия (2013 - 2024) год. Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав! Последнее добавление




Генерация страницы за: 0.012 сек.