Общая химия Лектор – Голушкова Евгения Борисовна Лекция 3 – Закономерности химических процессов

ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Основные понятия и определения Химическая термодинамика – это раздел химии, изучающий взаимные превращения различных форм энергии при протекании химических процессов. Термодинамическая система (ТД система) – это совокупность веществ, находящихся во взаимодействии, мысленно или фактически обособленных от окружающей среды.

Основные понятия и определения Открытая ТД система – это система, которая обменивается с окружающей средой и веществом, и энергией. Закрытая ТД система – это система, которая обменивается с окружающей средой только энергией. Изолированная ТД система – это система, которая не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией.

Основные понятия и определения Химический компонент – это химически индивидуальная часть ТД системы (например: Fe, O 2, C …). Различают: одно-, двух, многокомпонентные системы.

Основные понятия и определения Фаза – это часть (совокупность частей) ТД системы, обладающая одинаковыми физическими и химическими свойствами. Гомогенная система – система, состоящая из одной фазы (например: 2СО+О 2 =2СО 2 ). Гетерогенная система – система, состоящая из нескольких фаз (например: С+О 2 =СО 2 ).

Основные понятия и определения Параметры состояния ТД системы – это характеристики ТД системы, которые можно измерить (V, T, P, m …). Термодинамические функции – это характеристики состояния ТД системы: U – внутренняя энергия; Н – энтальпия; S – энтропия; G – энергия Гиббса. U, Н, S, G – функции состояния, их изменение не зависит от пути протекания процесса. U, Н, S, G – функции состояния, их изменение не зависит от пути протекания процесса.

Основные понятия и определения Изотермические процессы: Т = constant Изобарные процессы: Р = constant Изохорные процессы: V = constant Внутренняя энергия (U) - это общий запас энергии колебательного, вращательного, поступательного и т.д. движения частиц системы, кроме потенциальной и кинетической энергии системы в целом. U= U 2 –U 1 изменение внутренней энергии U= U 2 –U 1 изменение внутренней энергии

Теплота (Q) - количественная мера хаотического движения частиц данной системы. Работа (A или W) – энергия, передаваемая от одной системы к другой под действием различных сил. Теплота и работа являются функциями пути системы ( зависят от способа проведения процесса).

Первый закон термодинамики Теплота (Q), полученная ТД системой, расходуется на изменение её внутренней энергии ( U) и совершение работы (А). Q = U + А А – суммарная работа, совершаемая системой. А – суммарная работа, совершаемая системой. В термодинамике различают механическую работу (работа расширения) и полезную, при совершении которой протекают химические реакции (например, работа тока при электролизе).

Энтальпия - – функция состояния ТД системы, характеризующая её теплосодержание. Q p = H 2 – H 1 = H (р=соnst) Тепловой эффект химической реакции при постоянном давлении равен изменению энтальпии. Изменение энтальпии равно изменению внутренней энергии ТД системы и совершению работы расширения. Q p = | H| Экзотермические реакции: Q > 0, H 0, H < 0 Эндотермические реакции: Q 0

Стандартная энтальпия химической реакции ( H о ) – изменение энтальпии реакции в стандартных условиях. Стандартные условия Давление 1,013·10 5 Па Температура 298 К Концентрация 1 моль/л

Стандартная энтальпия образования вещества H о f – количество теплоты, которое поглощается или выделяется при образовании одного моля сложного вещества из простых веществ при стандартных условиях. Стандартная энтальпия образования вещества H о f – количество теплоты, которое поглощается или выделяется при образовании одного моля сложного вещества из простых веществ при стандартных условиях. [ H о f ] = кДж/моль H о f – справочная величина. H о f – справочная величина. Энтальпии образования простых веществ в термодинамически устойчивом состоянии равны нулю. H о f (О 2, C графит, S ромбическая, Sn белое …) = 0 кДж/моль H о f (О 2, C графит, S ромбическая, Sn белое …) = 0 кДж/моль

Термохимические уравнения Химическое уравнение реакции: 2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О Термохимическое уравнение реакции: Н 2 (г) + 1/2О 2 (г) = Н 2 О(г); Н о f (Н 2 О) = - 241,8 кДж/моль Особенности термохимических уравнений: указывается агрегатное состояние веществ (г, ж, к); указывается знак и значение Н о или Q; Н 2 (г) + 1/2О 2 (г) = Н 2 О(ж); Н о f (Н 2 О) = - 285,3 кДж/моль возможны дробные коэффициенты.

Закон Гесса г. Г.И. Гесс Тепловой эффект химической реакции (энтальпия реакции) не зависит от пути её протекания, а определяется только начальным и конечным состоянием исходных веществ и продуктов реакции.

Следствия из закона Гесса 1. Энтальпия химической реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ. H о r = H о f (прод.) - H о f (исх. веществ) H о r = H о f (прод.) - H о f (исх. веществ) 2. Энтальпия образования вещества равна, но противоположна по знаку энтальпии его разложения.

Самопроизвольные процессы Существует две движущие силы самопроизвольного протекания процесса: Стремление уменьшить энергосодержание системы и выделить теплоту ( H < 0). и выделить теплоту ( H < 0). Стремление частиц к хаотичному движению, а системы – к переходу в менее упорядоченное состояние.

Термодинамическая вероятность Беспорядок системы – количество различных возможных перемещений (конфигураций, микросостояний) ее частей, не изменяющих состояние системы в целом. Термодинамическая вероятность W – число микросостояний системы Энтропия S – термодинамическая функция, мера беспорядка системы.

Уравнение Больцмана S = R lnW R – универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/мольК)

Энтропия Стандартная энтропия S – энтропия вещества в стандартном состоянии (абсолютное значение) S - изменение энтропии при протекании химической реакции (рассчитывается также как изменение энтальпии) S - изменение энтропии при протекании химической реакции (рассчитывается также как изменение энтальпии) S = S о продуктов - S о исходных веществ S = S о продуктов - S о исходных веществ

Закономерности изменения энтропии 1. Энтропия возрастает при переходе вещества из твёрдого состояния в жидкое и далее в газообразное. 2. Энтропия тем больше, чем сложнее химический состав вещества. 3. Энтропия уменьшается с увеличением твердости вещества. Вещество Н 2 О (к) Н 2 О (ж) Н 2 О (г) S o, Дж/К·моль 39,0 70,8 188,7 Вещество WCl 2 WCl 4 WCl 6 S o, Дж/К·моль Вещество С (алмаз) С (графит) S o, Дж/К·моль 2,445,7

Второй закон термодинамики первая формулировка: В изолированных системах самопроизвольно протекают только такие процессы, которые сопровождаются возрастанием энтропии: S>0. Для изолированной системы: H=0H=0H=0H=0 движущая сила процесса- рост энтропии: S > 0 процесс протекает самопроизвольно; S > 0 процесс протекает самопроизвольно; S < 0 процесс не протекает самопроизвольно S < 0 процесс не протекает самопроизвольно S = 0 – самопроизвольное протекание процесса возможно только при убыли энтальпии H

Направление протекания химических процессов. При самопроизвольном протекании химического процесса одновременно действуют две движущие силы: стремление частиц системы к объединению, к образованию более прочных частиц, к переходу в состояние с наименьшей энергией, то есть, к уменьшению энтальпии. стремление частиц к увеличению беспорядка, разъединению, то есть, к увеличению энтропии. Первая движущая сила характеризуется энтальпийным фактором ( Н), а вторая – энтропийным (T· S). Суммарный эффект двух движущих сил при стандартных условиях отражает энергия Гиббса.

Энергия Гиббса G = H - Т S G = H - Т S G – энергия Гиббса - функция состояния ТД системы, характеризующая возможность самопроизвольного протекания химического процесса. G – энергия Гиббса - функция состояния ТД системы, характеризующая возможность самопроизвольного протекания химического процесса. В закрытых системах при постоянных температуре и давлении могут протекать только те процессы, которые сопровождаются уменьшением энергии Гиббса. G < 0 - самопроизвольный процесс возможен G < 0 - самопроизвольный процесс возможен G > 0 реакция не протекает в прямом направлении. G > 0 реакция не протекает в прямом направлении. G = 0 система находится в состоянии равновесия. G = 0 система находится в состоянии равновесия.

Физический смысл энергии Гиббса G = H - Т S G = H - Т S G - энергия Гиббса – это максимальная полезная работа, которая может быть совершена ТД системой. G - энергия Гиббса – это максимальная полезная работа, которая может быть совершена ТД системой. Уравнение Гиббса связывает возможность протекания химической реакции в системе с происходящими при этом изменениями.

G о f – стандартная энергия Гиббса образования вещества – изменение энергии Гиббса системы при образовании 1 моль сложного вещества из простых веществ, устойчивых при 298 К и 100кПа. G о f – стандартная энергия Гиббса образования вещества – изменение энергии Гиббса системы при образовании 1 моль сложного вещества из простых веществ, устойчивых при 298 К и 100кПа. G о f простых веществ =0 G о f простых веществ =0

Если G о f < 0, то индивидуальное вещество термодинамически устойчиво, кроме того, такое соединение можно получить из простых веществ (прямым синтезом). Например: G о f (H 2 S) = -33,8 кДж/моль H 2 S - термодинамически устойчиво. Возможен синтез: H 2 (г) + S(к) = H 2 S(г) Если G о f > 0, то вещество термодинамически неустойчиво, его можно получить только косвенным путём. Например: G о f (H 2 Sе) = 19,7 кДж/моль H 2 Sе - термодинамически неустойчиво. Прямой синтез невозможен.

Стандартная энергия Гиббса G о т – стандартная энергия Гиббса реакции. G о т – стандартная энергия Гиббса реакции. При любых температурах определяется по уравнению Гиббса: G = H - Т S При стандартной температуре (298 К) определяется как сумма энергий Гиббса образования продуктов реакции за вычетом суммы энергий Гиббса исходных веществ с учетом стехеометрических коэффициентов. G о 298 = G о f (прод.) - G о f (исх. веществ) G о 298 = G о f (прод.) - G о f (исх. веществ)