Лекция № 7. Энергетика химических процессов

Химическая реакция – это процесс, при котором одни соединения разлагаются, другие образуются, в результате одни химические связи заменяются другими. Как следствие химические реакции сопровождаются выделением или поглощением теплоты. Реакции, протекающие с выделением теплоты в окружающую среду, называются экзотермическими, а с поглощением теплоты – эндотермическими. Количество теплоты, которое выделяется или поглощается при химической реакции, называется тепловым эффектомреакции.

Тепловой эффект реакции, протекающей в условиях р=const, T=const, равен изменению энтальпии системы ∆Н и измеряется в кДж. При экзотермической реакции энтальпия системы уменьшается и ∆Н < 0, а при эндотермической – энтальпия системы увеличивается и ∆Н > 0.

Если исходные вещества и продукты реакции находятся в стандартном состоянии, то энтальпию реакции называют стандартной и обозначают ∆Н⁰ или ∆. Верхний индекс отвечает стандартному давлению (101кПа), нижний индекс соответствует стандартной температуре, принятой по международному соглашению, равной 298 К.

Уравнения химических реакций, в которых указаны изменения энтальпии (тепловые эффекты реакций), называются термохимическими.

Например, термохимическое уравнение

N₂(г) + 3Н₂ (г) = 2NH₃ (г), ∆ = –92, 4 кДж.

показывает, что при взаимодействии 1 моль N₂ и 3 моль Н₂ образуется 2 моль NH₃ и выделяется количество теплоты, равное 92,4 кДж.

Термохимические уравнения подчиняются закону Лавуазье-Лапласа: тепловой эффект прямой реакции равен по абсолютному значению и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции.

Закон Лавуазье-Лапласа носит частный характер, в основе термохимических расчетов лежит фундаментальный закон термохимии – закон Гесса: тепловой эффект химической реакции зависит только от начального и конечного состояний веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.

Из закона Гесса следует два важных следствия.

Первое следствие: тепловой эффект получения любого вещества не зависит от способа его получения. Так как энтальпия образования вещества зависит от его состояния и от условий, все энтальпии образования отнесены к одинаковым состояниям и условиям, которые называют стандартными. Стандартная энтальпия реакции образования 1 моля сложного вещества из простых веществ, устойчивых при 298 К и давлении 101 кПа называется стандартной энтальпией образования. Обозначается ∆ или ∆Н⁰ (температуру 298 К можно опустить), измеряется в кДж/моль. Следует отметить, ∆Н⁰простых веществ равна нулю.

В термохимических расчетах более часто применяют второе следствие из закона Гесса: энтальпия химической реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов реакции. Например, стандартная энтальпия реакции aA+bB=сС+dD определяется по формуле:

,

где ∆Н⁰ – стандартная энтальпия образования соединения.

Направление протекания химической реакции определяет энергия Гиббса (∆G). При р=const, T=const реакция самопроизвольно протекает в том направлении, которому отвечает убыль энергии Гиббса. Если ∆G < 0, то реакциясамопроизвольно протекает в прямом направлении. Если ∆G > 0, то самопроизвольное протекание процесса в прямом направлении невозможно. Если ∆G = 0, то реакция может протекать как в прямом направлении, так и в обратном, и система находится в состоянии равновесия.Изменение ∆не зависит от пути процесса и может быть рассчитано по следствию из закона Гесса: изменение энергии Гиббса в результате химической реакции равно сумме энергий Гиббса образования продуктов реакции за вычетом суммы энергий Гиббса образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов. Например, стандартная энергия Гиббса реакции aA + bB = сС

,

где ∆G⁰ – стандартная энергия Гиббса образования вещества, кДж/моль. Энергия Гиббса образования простых веществ равна нулю. ∆ имеет ту же размерность, что и энтальпия, и поэтому обычно выражается в кДж.

Изменение стандартной энергии Гиббса химической реакции может быть также вычислено по уравнению:

∆ = ∆ – Т∆,

где Т – абсолютная температура, ∆ – изменениеэнтропии.

Энтропия – это мера неупорядоченности состояния системы; стремление частиц (молекул, ионов, атомов) к хаотическому движению, а системы – к переходу от более упорядоченного состояния к менее упорядоченному. Энтропия возрастает с увеличением движения частиц при нагревании, испарении, плавлении, расширении газа, при ослаблении или разрыве связей между атомами и т.п. Процессы, связанные с упорядоченностью системы (конденсация, кристаллизация, сжатие, упрочнение связей, полимеризация), сопровождаются уменьшением энтропии. Измеряется энтропия в Дж/моль×К.

Изменение энтропии системы в результате протекания химической реакции (∆S) (энтропия реакции) равно сумме энтропий продуктов реакции за вычетом суммы энтропий исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов. Изменение энтропии в результате протекания химической реакции aA + bB = сС + dD:

.

Энтропия также является критерием возможности самопроизвольного протекания процесса: в изолированной системе самопроизвольно могут протекать только такие процессы, которые ведут к увеличению неупорядоченности системы, т.е. к росту энтропии.

При химическом взаимодействии одновременно изменяется энтальпия, характеризующая стремление системы к порядку, и энтропия, характеризующая стремление системы к беспорядку. Если тенденции к порядку и беспорядку в системе одинаковы, то ∆ = Т∆, что является условием равновесного состояния системы. Если пренебречь изменениями ∆H⁰_х.р. и ∆S⁰_х.р с увеличением температуры, то можно определить температуру, при которой устанавливается равновесие химической реакции для стандартного состояния реагентов:

Т_равн. =

Дата добавления: 2013-12-12