Главная Обратная связь

Дисциплины:

Архитектура (936)
Биология (6393)
География (744)
История (25)
Компьютеры (1497)
Кулинария (2184)
Культура (3938)
Литература (5778)
Математика (5918)
Медицина (9278)
Механика (2776)
Образование (13883)
Политика (26404)
Правоведение (321)
Психология (56518)
Религия (1833)
Социология (23400)
Спорт (2350)
Строительство (17942)
Технология (5741)
Транспорт (14634)
Физика (1043)
Философия (440)
Финансы (17336)
Химия (4931)
Экология (6055)
Экономика (9200)
Электроника (7621)






Элементы химической термодинамики



 

Химическая термодинамика изучает превращение различных видов энергии при химических реакциях, процессах растворения, испарения, кристаллизации, адсорбции, а также возможность и предел самопроизвольного протекания химического процесса в конкретных условиях.

Объектом изучения в термодинамике является термодинамическая система. Системой называют отдельное тело или группу тел, фактически или мысленно отделенных от окружающей среды. Системой можно назвать реакционный сосуд, гальванический элемент.

Систему называют термодинамической, если между телами ее составляющими может происходить обмен теплотой, веществом или система описывается термодинамическими параметрами. В зависимости от характера взаимодействия с окружающей средой различают системы открытые, закрытые, изолированные.

Открытая система - это система, которая может обмениваться с окружающей средой энергией и веществом (открытая колба с раствором из которого может испаряться раствор и который может нагреваться и охлаждаться окружающей средой, соленая вода).

Закрытая система - такая система, которая не может обмениваться веществом с окружающей средой, но может обмениваться энергией и работой (плотно закрытая колба с раствором).

Изолированная система - не имеющая обмена веществом и энергией с внешней средой. Внутри системы может происходить передача теплоты от наиболее нагретой части к менее нагретой, взаимные превращения энергии, выравнивание концентраций, однако внутренняя энергия системы остается постоянной. Пример: химическая реакция, осуществляемая в термостате.

Система может быть гомогенной и гетерогенной. Систему называют гомогенной, если она состоит из веществ находящихся в одной фазе. Гетерогенная система состоит из нескольких фаз (лед-вода, вода-бензол).

Фаза- это часть гетерогенной системы, отделенная поверхностями раздела и характеризующаяся одинаковыми физическими свойствами во всех точках. Состояние любой системы характеризуется совокупностью определенных свойств и значениями термодинамических параметров.

Любая величина, характеризующая состояние термодинамической системы - температура, давление, объем, называется термодинамическим параметром состояния.

Из разных форм энергии для характеристики химических процессов особенно важна внутренняя энергия тела U (Дж) или системы тел. Внутренняя энергия вещества (термодинамической системы) – это совокупность, всех видов энергии всех частиц, составляющих данную систему.Она зависит от вида, количества вещества, так и от его агрегатного состояния. Определить абсолютную величину внутренней энергии не представляется возможным. Для химической термодинамики важно знать изменение внутренней энергии системы при переходе из одного состояния в другое т.е



ΔU= U2 –U1

Другой важной характеристикой состояния термодинамической системы является энтальпия (Н, кДж/моль-1) или теплосодержание системы. Она связана с внутренней энергией соотношением:

H=U+pV

p-давление , V-объем системы.

Как и внутренняя энергия, энтальпия является функцией состояния системы, и ее изменение в процессе не зависит от пути процесса, а лишь от начального и конечного состояния системы. Обычно определяют не абсолютную величину энтальпии, а изменение ΔH системы:

ΔH = H2–H1

Используя следствие из закона Гесса, можно определить тепловой эффект химической реакции при стандартных условиях, который равен разности между суммой теплот образования продуктов реакции и суммой теплот образования исходных веществ с учетом их коэффициентов:

ΔH 0х.р. = Σ ΔH 0конечных продуктов – Σ ΔH 0исходных веществ

Изменение энтальпии принято считать положительной, если тепловой эффект реакции отрицателен, т. е. если в процессе реакции теплота поглощается, и отрицательным, если тепловой эффект положителен. Т е изменение энтальпии химической реакции, протекающей при постоянном давлении, равно тепловому эффекту реакции, но противоположно по знаку.

±ΔH=Q

Первое начало термодинамики дает возможность только установить баланс энергии в том или ином процессе и показывает, что энергия не уничтожается и не возникает из ничего.

Согласно первому закону термодинамики изменение внутренней энергии системы определяется уравнением



ΔU =Q - A

где Q - теплота, поглощенная системой, и А - работа, совершенная этой системой.

Однако первое начало термодинамики не показывает, в каком направлении, и до какого предела будет протекать тот или иной процесс, связанный с превращением энергии.

Направленность превращения энергии, т. е. направление процесса при данных условиях температуры, давления и концентрации без сообщения энергии извне, определяется вторым началом термодинамики. Именно второе начало термодинамики дает возможность разделить все процессы на: самопроизвольно и не самопроизвольно протекающие в данных условиях.

Направление, в котором самопроизвольно протекает химическая реакция, определяется действием двух факторов: переходу системы в состояние с наименьшей внутренней энергией и достижению системой наиболее вероятного состояния. Мерой вероятности системы принято считать энтропию S (Дж/моль-1). Характеризовать состояние системы удобнее не самой вероятностью осуществления макросостояния, а величиной пропорциональной ее логарифму:

S=k lg W

k- коэффициент пропорциональности,

W- число вероятностных состояний.

Изменение энтропии для обратимых изотермических процессов определяется по уравнению:

ΔS=Q/Т

т. е. в обратимых изотермических процессах изменение энтропии определяется отношением теплового эффекта процесса к абсолютной температуре.

Энтропия подобна внутренней энергии и энтальпии, и ее изменение в процессе зависит от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути перехода. Следовательно, энтропия является функцией состояния и ее применение в обратимом процессе определяется уравнением:

ΔS= S2 –S1

где ΔS- изменение энтропии при переходе системы из состояния 1 в состояние 2. При протекании химической реакции изменение энтропии рассчитывают с использованием значений стандартных энтропий ее участников:

Σ Δ Sх.р.(станд) = Σ Δ S конечных продуктов – Σ Δ S исходных веществ

Энтропия - это величина, которая является функцией неупорядоченности (хаотичности) движения множества молекул. При нагревании хаотичность, беспорядочность движения молекул усиливается и энтропия системы повышается. Наименьшую энтропию имеют идеально правильные кристаллы при абсолютном нуле.

Функцией состояния, отражающей влияние выше упомянутых факторов, является изобарно-изотермический потенциал или энергия Гиббса G (кДж/моль-1). Энергия Гиббса имеет широкое применение в химии, так как химические процессы протекают чаще при постоянном давлении, а не при постоянном объеме, а эти параметры состояния являются естественными физическими переменными.

Энергия Гиббса характеризует работоспособность системы, ее изменение определяет направление и предел течения самопроизвольного процесса для системы, находящейся при постоянных температуре и давлении. Для такой системы процесс самопроизвольно идет в прямом направлении, когда Δ G<0, и в обратном, когда Δ G>0, и система находится в равновесии, когда Δ G=0. Функция, определяющая предел самопроиз-вольного протекания процесса изолированной системы, находящейся при постоянных температуре и давлении, называется изобарным потенциалом, и определяется как:

G = H –ТS

Для всякого изотермического процесса при постоянном давлении:

Δ G = ΔH –ТΔS

Изменение энергии Гиббса для реакций протекающих в стандартных условиях (когда давление или концентрации участников равны 1), но также при любых температурах определяется формулой:

ΣΔG0х.р.(станд) = Σ Δ G0 конечных продуктов – Σ Δ G0 исходных веществ

Как и в случае ΔH и ΔS энергия Гиббса является функцией состояния и зависит от начального и конечного состояния системы.

 

Контрольные вопросы

1.Характерное отличие закрытых и открытых систем:

2.Закрытыми системами называются системы, в которых…

3. Открытыми системами называются системы, в которых…

4.Изолированными системами называются системы, в которых…

5.Переход термодинамической системы из одного состояния в другое при постоянном объеме (температуре, давлении) называется…

6.Мерой вероятности состояния системы в термодинамике называют

A.энтальпию B. Энтропию C.энергию Гиббса D.энергию Гельмгольца

E.внутреннюю энергию

7.Самопроизвольное протекание химических реакции характеризуется значением энергии Гиббса

A. Δ G>0 B. Δ G<0 C. Δ G=0 D. Δ G=10 E. Δ G=100

8. Энтальпия опрелеляется по формуле…

 

Задачи

Вычислить изменение энтальпии (при стандартных условиях) в реакциях:

1.4NH3 (г)+ 5O2 (г)= 4NO(г) + 6H2O(г)

2.4NH3(г) + 3O2(г) = 2N2 (г)+ 6H2O(г)

3.2H2(г) + CO(г) = CH3OH(ж)

4.4HCL(г) + O2(г) = 2H2O(ж) + 2CL2(г)

5.NH4CL(тв) = NH3(г) + HCL(г)

6.2N2(г) + 6H2O(ж) = 4NH3(г) + 3O2(г)

7.4NO(г) + 6H2O(ж) = 4NH3(г) + 5O2(г)

8.N2O4(г) = 2NO2(г)

9.Mg(OH)2(к) = MgO(к) + H2O(г)

10.CaCO3(к) = CaO(к) + CO2(г)

11.Ca(OH)2(к) = CaO(к) + H2O(г)

12.S(ромб) + 2H2O(ж) = SO2(г) + 2H2(г)

13.S(ромб) + 2CO2(г) = SO2(г) + 2CO(г)

14.2SO2(г) + O2(г) = 2SO3

15.CH4(г) + CO2(г) = 2CO(г) + 2H2(г)

16.CO(г) + 3H2(г) = CH4(г) + H2O(ж)

17.CO(г) + 3H2(г) = CH4(г) + H2O(ж)

18.2CO(г) + SO2(г) = S(ромб) +2CO2(г)

19.Fe2O3(к) + CO(г) = 2FeO(к) + CO2(г)

20. SO2(г) + 2H2S(г) = 3S(к) + 2H2O(ж)

21.Вычислить ΔG для приведенных выше реакций при 4000К, 6000К, 10000К, 12000К. Построить график зависимости ΔG от температуры и найти по графику температуру, выше (или ниже) которой указанная реакция в этих условиях может протекать самопроизвольно.

 

Лабораторная работа


Эта страница нарушает авторские права

allrefrs.ru - 2019 год. Все права принадлежат их авторам!