Лекция 8. Термодинамика химических реакций

План

1. Основные понятия химической термодинамики.

2. Первый закон термодинамики. Энтальпия системы.

3. Закон Гесса.

4. Второй и третий законы термодинамики. Энтропия и энергия Гиббса.

1. Термодинамика – это наука, изучающая законы обмена энергией между системой и окружающей средой. Химическая термодинамика изучает превращение энергии в ходе химических реакций и физико-химических процессов.

Любой объект, который является предметом рассмотрения с точки зрения превращения энергии, называется термодинамической системой. В зависимости от характера взаимодействия с окружающей средой термодинамические системы делятся на три типа: 1) изолированные системы – это системы, которые не обмениваются с окружающей средой ни веществом, ни энергией; 2) замкнутая система – это система, которая может обмениваться с окружающей средой лишь энергией, и не может обмениваться веществом; 3) открытая система - это система которая обменивается с окружающей средой и энергией и веществом.

Любая система характеризуется некоторым запасом энергии. Энергия – это количественная мера определенного вида движения материи при ее превращении из одного вида в другой. Различают несколько видов энергии: 1) механическая энергия – форма энергии, характеризующая движение макромолекул и способность совершать механическую работу по перемещению макротел; 2) тепловая энергия – представляет собой сумму кинетической энергии хаотического теплового движения всех атомов и молекул вещества; 3) химическая энергия – энергия взаимодействия атомов в молекуле; 4) электрическая энергия – энергия взаимодействия электрическ заряженных частиц, вызывающая движение этих частиц в электрическом поле.

2. Первый закон термодинамики устанавливает, что общая сумма энергии материальной системы остается постоянной величиной независимо от изменений, происходящих в самой системе. Он является количественным выражением закона сохранения энергии, который гласит, что энергия не исчезает и не возникает, а только переходит из одной формы в другую, в эквивалентных количествах.

Под внутренней энергией системы (U) следует понимать общую сумму всех видов энергии в данной системе. Изменение внутренней энергии системы при протекании какого-либо процесса равно алгебраической сумме всех видов энергии, которыми система обменивается с окружающей средой.

Δ U = Q + W.

Энтальпия системы и тепловой эффект реакции. Многие химические реакции протекают в открытых сосудах, т.е. при постоянном давлении (изобарные процессы). В этом случае система имеет возможность увеличивать свой объем, т.е. р ΔV в выражении первого закона термодинамики равно нулю. Тепловой эффект изобарного процесса совпадает с изменением в ходе реакции значения некоторой термодинамической функции U + рV. Эта функция получила название энтропия (Н):

Н = U + рV

Тепловой эффект изобарного процесса равен изменению энтальпии системы в ходе реакции: Q_p = H ₂ – H ₁ = Δ H. Экзотермические реакции сопровождаются понижением энтальпии системы (Δ H < 0). Если Δ H > 0 – реакция эндотермическая.

Раздел химии, изучающий тепловые эффекты химических реакций получил название термохимии.

3. При химических превращениях следствием первого закона термодинамики является закон Гесса. Тепловой эффект химического процесса, развивающегося через ряд промежуточных стадий не зависит от пути превращения, а определяется лишь начальным и конечным состоянием химической системы.

Q₅

С Д Q₆

Q₄ Q₁

А В

Q₂ К Q₃

А – исходные продукты реакции; В – конечные продукты реакции; К, С, Д – промежуточные продукты реакции; Q₁-Q₆ – тепловые эффекты отдельных стадий превращения.

4. Второй закон термодинамики заключается в том, что все процессы превращения энергии протекают с рассеиванием части энергии в виде тепла. Это рассеивание энергии в виде тепла является необратимым, т.е. не может быть израсходовано для совершения работы. Мерой неупорядоченности состояния системы служит термодинамическая функция, получившая название энтропии. Обозначается эта функция буквой S. В любой изолированной системе самопроизвольно протекают только те процессы, которые приводят к увеличению энтропии.

Энтропия любого индивидуального вещества, существующего в виде идеального кристалла при температуре абсолютного нуля, равна нулю.

Для изобарно-изотермических условий, заменяя Q_p на Δ H, получаем аналогичную функцию (Н – ТS), называемую изобарно-изотермическим потенциалом или энергией Гиббса (G): ΔG = Δ H - T ·Δ S.

Дата добавления: 2014-01-07