Основы химической термодинамики

1, 2. Термодинамическая система, окружающая среда, характер взаимодействия между ними.

Термодинамическая система – группа тел, тело или часть пространства, реально или мысленно отделанная от всей окружающей среды, состоит из огромного числа частиц.

Окружающая среда – все то, что окружает термодинамическую систему.

Виды систем:

1. Изолированная (критерий – dS⁰_r) – не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией.

2. Закрытая (критерий – dG⁰_r) – обменивается с окружающей средой только энергией.

3. Открытая – обменивается с окружающей средой энегией и веществом.

Состояние системы – совокупность всех химических и физических свойств.

Параметры состояния системы – это параметры, которые служат для описания состояния системы (p – давление (Па), T – температура (К), V – объем (л), n(В) – количество вещества (моль)).

3. Функции состояния системы.

Функции состояния системы – параметры, которые используют для описания изменений, которые происходят в системе (U – внутренняя энергия, H – энтальпия, S – энтропия, G – энергия Гиббса).

4. Внутренняя энергия системы.

Внутренняя энергия (Дж) – запас энергии системы, которая складывается из E_k и E_p взаимодействия всех частиц (атомы, молекулы).

5. Теплота и работа.

Теплота (Q, Дж) – форма передачи энергии за счет беспорядочного движения частиц от более нагретого к менее нагретому телу, при этом не происходит переноса вещества от одной системы к другой.

Работа (W, Дж) – форма передачи энергии от одной системы к другой за счет перемещения вещества в определенном направлении под действием силы.

6. Первый закон термодинамики.

I_зТД (для закрытых систем) – теплота (Q), подведенная к системе, расходуется на увеличение ее внутренней энергии (dU) и на совершение системой работы (W) над окружающей средой.

Q=dU + W.

7. Энтальпия системы.

Энтальпия (H) – характеризует энергетическое состояние вещества, но включает энергию, затрачиваемую на преодоление внешнего давления, т.е. работу расширения, dH характеризует стремление системы к порядку.

8. Тепловой эффект химической реакции. Закон Гесса.

Тепловой эффект химической реакции – это количество теплоты, которое выделяется или поглощается в результате реакции и всегда относится к тому числу молей, которые указаны в уравнении реакции.

Закон Гесса – основной закон термохимии: при p = const тепловой эффект химической реакции не зависит от пути протекания реакции и определяется только природой и агрегатным состоянием реагентов и продуктов реакции и всегда относится к тому числу молей, которые указаны в уравнении реакции.

9. Энтальпия образования химического элемента.

Энтальпия образования химического соединения (dH_f, kДж/моль) – изменение энтальпии при образовании 1 моля сложного вещества из простых.

10. Расчет тепловых эффектов химических реакций. Следствие закона Гесса.

Следствия закона Гесса:

1. Энтальпия химической реакции не зависит от числа промежуточных стадий.

2. Энтальпия прямой химической реакции равна взятой с противоположным знаком энтальпии обратной химической реакции.

3. Энтальпия реакции равна сумме энтальпий образования продуктов минус сумма энтальпий образования реагентов.

11. Самопроизвольные и не самопроизвольные процессы.

Самопроизвольные процессы – происходят без затрат энергии (H₂O_т = H₂O_ж).

Не самопроизвольные процессы – для их протекания требуются затраты энергии (2Fe₂O = 4Fe + 3O₂).

Процессы, протекающие самопроизвольно в одном направлении, являются не самопроизвольными в другом.

12. Энтропия (S) – мера хаотичного движения частиц, мера беспорядка, присущая любой системе.

13. Второй закон термодинамики.

II_зТД (для изолированных систем) – Самопроизвольно протекают процессы, в которых энтропия возрастает (в изолированной системе Q = 0).

Определить направление самопроизвольного процесса в изолированной системе можно путем расчета величины . Если > 0, то самопроизвольной будет прямая реакция, при < 0 – обратная.

Определить направление самопроизвольного процессе в

14. Третий закон термодинамики.

III_зТД (постулат Планка) – при абсолютном нуле энтропия кристаллического вещества без дефектов равна нулю (при абсолютном нуле максимум порядка в системе).

15. Расчет изменения энтропии химической реакции и фазовых превращений.

S – функния состояния системы, расчет которой производится по формуле dS⁰_r = (сумма стандартных энтропий веществ продуктов) – (сумма стандартных энтропий веществ реагентов) с учетом стехиометрических коэффициентов (S⁰ (простых веществ) = 0).

В процессах фазовых переходов (плавление, испарение, конденсация) dG = 0. dS_ф.п. = (dH_ф.п./T)*n(В), если dH_ф.п., кДж/моль или dS_ф.п. = (dH_ф.п./T)*m(В), если dH_ф.п., кДж/г.

1. S_г>S_ж>S_тв.

2. S_o3>S_o2>S_o.

3. При увеличении температуры энтропия увеличивается

4. В фазовых переходах, таких как:

а) Т => Ж

б) Т => Г

в) Ж => Г, энтропия возрастает.

5. Энтропия возрастает во всех процессах, сопровождающимися увеличением беспорядка.

6. Качественно оценить знак энтропии можно, если можно оценить количество молей газа по разные стороны знака равно в уравнении реакции.

3 моля газа = 2 моля газа => dS = S₂ – S₁<0.

16. Энтальпийный и энтропийный факторы. Энергия Гиббса.

Следует отметить, что в химических процессах проявляются две тенденции:

1. Энтальпийный фактор dH, кДж/моль (в изобарно – изотермических процессах) – стремление к образованию прочных связей между частицами, к возникновению более сложных веществ, сопровождающееся понижением энергии системы.

2. Энтропийный фактор TdS, кДж/моль – стремление к разъединению частиц, к беспорядку, характеризуемое возрастанием энтропии.

Энергия Гиббса – критерий самопроизвольного протекания химических реакций, для изобарно – изотермических процессов энтальпийный и энтропийный факторы объединяет энергия Гиббса.

dG = dH – TdS.

17. Критерий направленности химических процессов (T, p = const).

Энергия Гиббса служит критерием самопроизвольного протекания химической реакции про изобарно – изотермических процессах.

Химическая реакция принципиально возможна, если энергия Гиббса уменьшается, т. е. dG<0 (реакция идет в прямом направлении).

Химическая реакция не может протекать в прямом направлении, если энергия Гиббса увеличивается, т. е. dG>0 (это же условие возможности протекания реакции в обратном направлении).

Наконец, если dG=0, то реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлениях, т. е. обратима.

18. Стандартная энергия Гиббса образования химического соединения.

Энергия Гиббса образования химического соединения – изменение энергии Гиббса системы при образовании 1 моль вещества из простых веществ, устойчивых при 298 К (dG_f (простых веществ) = 0).

19. Расчет энергии Гиббса химической реакции.

Энергия Гиббса (dG) является функцией состояния системы, т. е. ее значение не зависит пути протекания процесса, а лишь от исходного и конечного состояний системы.

Энергию Гиббса химической реакции (dG) можно рассчитать как сумму энергий Гиббса образования продуктов реакции за вычетом суммы энергий Гиббса образования исходных веществ.

20. Зависимость направления самопроизвольного процесса от температуры.

Влияние температуры на вероятность протекания в изолированной системе реакции определяется знаком величины dS⁰_r, если dS⁰_r<0, то вероятность прямой реакции уменьшается с увеличением температуры. При уменьшении температуры вероятность увеличивается. Если dS⁰_r>0, то вероятность прямой реакции растет при увеличении температуры и уменьшается при уменьшении температуры. При сравнении вероятности прямой реакции в закрытой системе, более вероятной будет реакция, отвечающая меньшему значению dG⁰_r. Температурой начала реакции называется величина T_н.р. = dH⁰_r/dS⁰_r>0. Если dH⁰_r/dS⁰_r<0, то температуры начала реакции не существует.

Процесс протекает самопроизвольно в прямом направлении при условии dG = dH- TdS<0.

1. dH<0, dS>0 => dG<0 при любой T

2. dH<0, dS<0 => dG<0 только при низких T

3. dH>0, dS>0 => dG<0 только при высоких температурах, реакция идет самопроизвольно в любых направлениях.

4. dH>0, dS>0 => реакция не идет.

Дата добавления: 2015-04-30