Uкон+ РVкон.)-( Uнач.+ РVнач.)

Давно общепринято обозначение: U + РV = Н, где величину Н называют энтальпией (др.греч. - теплосодержание). Тогда для изобарно-изотермического процесса: Q = H_кон. - H_нач. = DН

Термохимические расчеты. Подавляющее большинство хим. реакций идет при Р= const, поэтому энергетический эффект реакции оценивают по DН (DН имеет тот же знак, что и DU, т.е в экзотермических реакциях DU <0 и DН <0, а в эндотермических - наоборот).

Для того чтобы сравнивать энергетические эффекты различных процессов, обычно термохимические расчеты относят к 1 молю вещества и условиям, принятым за стандартные, а именно: Р=1 атм, или 10⁵ Па и Т=298 К. В термохимических уравнениях указывают фазовое состояние и (при необходимости) аллотропную модификацию реагентов и продуктов реакции: (г.) - газовое, (ж.) -..., (тв.); S_(ромб.) и т.п. Коэффициенты в термохимических уравнениях могут быть дробными. Например: Н_2(г.) + 1/2 О_2(г.) = Н₂О_(ж.), DН⁰ = -286 кДж/моль

- термохимическое уравнение образования 1 моля жидкой воды. Для образования газообразной (паров) воды энтальпия другая:

Н_2(г.) + 1/2 О_2(г.) = Н₂О_(г.), DН_f ⁰ = -242 кДж/моль

Стандартным состоянием вещества является наиболее устойчивое его состояние при стандартных условиях, т.е. Н₂О_(ж.).

Стандартной теплотой, или стандартной энтальпией образования вещества (DН_f⁰) называется тепловой эффект реакции образования 1 моль в-ва из простых веществ в их термодинамически устойчивом состоянии при стандартных условиях.

Основной закон термохимии - закон Гесса: Тепловой эффект реакции не зависит от промежуточных стадий, а зависит только от DН⁰. (рис.) На основании закона Гесса: DН₁ = DН₂ + DН₃ + DН₄

Следствия из закона Гесса. 1) DН_{образ. В-ва} = -DН_{разлож.в-ва.}, например:

СаО_(тв.) + СО_2(г) = СаСО_3(тв.), DН₁

t⁰

СаСО_3(тв.) ® СаО_(тв.) + СО_2(г), DН₂

DН₁= -DН₂

2) Тепловой эффект реакции DН⁰ равен алгебраической сумме S DН_f⁰

продуктов реакции - S DН_f⁰ _{исходных веществ}, с учетом стехеометрических коэффициентов.

Э нтропия S - это мера неупорядоченности системы. Все процессы самопроизвольно идут в сторону увеличения S, т.е. DS>0.

S_(г) >S_(ж) > S_(тв).. Для DS справедливы закон Гесса и следствия из него, а также применимы понятия стандартной энтропии и стандартной энтропии образования вещества - D S_f⁰.

Изобарно-изотермический потенциал, или свободная энергия, или энергия Гиббса - G. Изменение G - DG - отражат влияние на направление химической реакции двух конкурирующих тенденций: 1) стремление к минимуму энергии; 2) стремление к максимуму энтропии (беспорядка). При Т=const DG = DH - TDS. Условие принципиальной возможности самопроизвольного протекания химической реакции:

DG<0. Но даже в этом случае процесс может не протекать из-за кинетических затруднений (слишком малая скорость реакции). При DG>0 самопроизвольный процес принципиально не возможен

(возможен обратный процесс). В системе наступило химическое равновесие, если DG = 0. Чем более отрицательно DG, тем дальше система от равновесия, тем она более реакционно способна. Для DG, как и для остальных термодинамических функций, применимы понятия стандартной DG_f⁰, которые являются справочными величинами, так же, как и DН_f⁰ и DS_f⁰, и справедлив закон Гесса и следствия из него.

Дата добавления: 2014-01-05