Основы термохимии. Термохимические уравнения

Стр 1 из 2Следующая ⇒

Основная литература

1. Коровин Н.В. Общая химия: Учебник. 2014. – 496 с.

2. Сидоров В.И. и др. Общая химия. 2014.– 440 с.

3. А.Б. Никольский, А.В. Суворов. Химия. 2017. – 507 с.

Электронная библиотечная система biblio-online.ru

4. Антропова О.А., Вайтнер В.В., Печёрских Е.Г. Химия: учебно-метод. пособие. Изд-во Урал. ун-та, 2018. – 119 с.

ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ.

Основные понятия химической термодинамики

Химическая термодинамика – дисциплина, которая изучает энергетические эффекты, сопровождающие различные химические и физические процессы.

Объектами изучения химической термодинамики являются разнообразные системы.

Система – вещество или совокупность веществ, находящихся во взаимодействии, реально или мысленно обособленных от внешней среды.

Фаза – совокупность всех однородных по составу и свойствам частей системы, отделенная от остальных частей системы поверхностью раздела.

Пример однофазной системы – лед; двухфазной – кипящая вода (жидкая и газообразная фазы); трехфазной – насыщенный водный раствор соли (кристаллическая соль, водный раствор соли и пары воды над раствором).

Систему, состоящую из нескольких фаз, называют гетерогенной, однофазную систему –гомогенной.

По характеру взаимодействия с внешней средой выделяют три типа систем:

v открытая– система, для которой возможен обмен веществом и энергией с внешней средой;

v закрытая – система, для которой исключен обмен веществом и возможен обмен энергией с внешней средой;

v изолированная – система, для которой исключен обмен веществом и энергией с внешней средой.

Самый распространенный тип систем – открытые. Примеры: сосуд с кипящей водой, горящая спичка и т.п. Примером закрытой системы является запаянный сосуд с взаимодействующими веществами. Изолированные системы в природе не существуют. Воображаемые изолированные системы используют в науке для различных теоретических построений.

Внутренняя энергия. Первое начало термодинамики

Внутренняя энергия ( U ) – сумма кинетической энергии движения и потенциальной энергии взаимодействия структурных единиц (молекул, атомов, ядер, электронов и др.) в системе.

Внутренняя энергия системы зависит от ее природы, агрегатного состояния и массы образующих систему веществ, температуры. Единица измерения – кДж.

Определение абсолютного значения внутренней энергии системы невозможно. В ходе химических реакций происходит изменение внутренней энергии системы. Его можно определить, пользуясь первым началом термодинамики.

Изменение внутренней энергии закрытой системы определяется количеством переданной теплоты и совершенной работой.

Соответствующее математическое выражение:

где Q – количество переданной теплоты;

A – совершенная работа.

Работу, совершаемую системой над внешней средой, считают положительной, а совершаемую над системой – отрицательной. Теплоту, полученную системой, считают положительной, а отданную системой во внешнюю среду – отрицательной.

Внешняя среда

‑А

-Q

+А

Система

Схема взаимодействия системы с внешней средой

Тепловые эффекты химических реакций. Энтальпия

В ходе химической реакции за счет изменения внутренней энергии может выделяться или поглощаться теплота и совершаться работа.

Количество теплоты, которое выделяется или поглощается в результате химической реакции, называют ее тепловым эффектом.

Единица измерения тепловых эффектов – кДж.

В соответствии с первым началом термодинамики

В большинстве химических реакций

где ∆V – изменение объема системы.

Тогда количество теплоты

Для процессов, протекающих при постоянном давлении (изобарных),

Условно будем считать, что при химической реакции система переходит из состояния 1 в состояние 2, т. е.

DU = U₂ – U₁, DV = V₂ – V₁,

В термодинамике введена функция, которую называют энтальпией и обозначают H. Эта функция имеет только математическое определение.

Таким образом,

Тепловой эффект реакции при постоянном давлении (Q_p) равен изменению энтальпии.

Большинство химических реакций проходит в условиях постоянства давления, тепловые эффекты выражают величиной DH, которую называют энтальпией химической реакции.

Основы термохимии. Термохимические уравнения

Термохимия – раздел химической термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических реакций.

В соответствии с тепловыми эффектами реакции можно разделить на две группы:

v экзотермические – идут с выделением теплоты (DH < 0);

v эндотермические – идут с поглощением теплоты (DH > 0).

Уравнения химических реакций, записанные с указанием значения энтальпии DH (кДж) и агрегатного состояния участвующих в реакции веществ, называют термохимическими уравнениями.Агрегатные состояния веществ обозначают подстрочными индексами: т – твердое или к – кристаллическое, ж – жидкое, г – газообразное, р – раствор.

Значение DH зависит от природы и агрегатного состояния веществ, участвующих в реакции, температуры, давления. Как правило, значение энтальпии химической реакции указывают для стандартных условий.

Стандартные условия: участвующие в реакции вещества чистые, температура 298 К, парциальные давления газов или атмосферное давление, если газы не участвуют в реакции, 1,013∙10⁵ Па, концентрация частиц для реакций в растворах 1 моль/л.

Стандартные термодинамические величины, определенные для стандартного состояния вещества, отмечают надстрочным индексом "⁰", т.е. DH⁰ - стандартная энтальпия реакции.

Примеры термохимических уравнений:

эндотермическая реакция CaCO_3(к) = CaO_(к) + CO_2(г), DH⁰ = 178 кДж;

экзотермическая реакция N_2(г)+ 3H_2(г)= 2NH_3(г), DH⁰ = ‑ 92 кДж.

В справочных таблицах термодинамических величин приводят не энтальпии конкретных реакций, а стандартные энтальпии образования веществ.

Энтальпией образования вещества называют энтальпию реакции образования 1 моль данного вещества из простых веществ, устойчивых в стандартных условиях.

Из определения следует, что энтальпии образования простых веществ равны нолю. В обозначении энтальпии образования вещества, как правило, указывают его формулу, например В дальнейшем индекс “обр” записывать не будем:

Используя справочные значения энтальпий образования веществ, можно рассчитать энтальпию любой химической реакции. Основой таких расчетов служит закон Гесса.

Дата добавления: 2019-09-13; просмотров: 129; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

12 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!