Термохимия Энергия (Е) - способность системы производить работу Работа (А) газа при его расширении: Е = р V (Дж = н м) Реакции с поглощением энергии - - презентация

1 Термохимия Энергия (Е) - способность системы производить работу Работа (А) газа при его расширении: Е = р V (Дж = н м) Реакции с поглощением энергии - эндотермические Реакции с выделением энергии – экзотермические Виды энергии: теплота, свет, химическая и др. Типы энергии: кинетическая и потенциальная Теплота (Q) - вид кинетической энергии - связана с движением атомов и молекул Энергия химических связей - вид потенциальной энергии, возникающей из-за расположения атомов или молекул относительно друг друга

2 Первый закон термодинамики Энергия может переходить из одного вида в другой, но не может исчезать или возникать Внутренняя энергия (U) - сумма кинетической и потенциальной энергий частиц, составляющих тело Поглощаемая в реакции теплота равна разности внутренней энергии продуктов реакции и реагентов (Q = U 1 – U 2 ) при условии, что система не совершила работы над окружающей средой U 1 U 2 A + B = C + D + Q

3 Энтальпия реакции Если реакция идет при постоянном давлении, то выделяющиеся газы совершают работу, и поглощаемая в ходе реакции теплота Q равна сумме изменений энергии U и работы A = p V : Q = U + p V Эту поглощаемую при постоянном давлении теплоту называют изменением энтальпии H = U + p V, определяя энтальпию как H = U + PV. При этом H = -Q. Если H = H 2 – H 1 0, то реакция эндотермическая. Стандартная энтальпия образования H о обр – теплота, выделяемая или поглощаемая при образовании 1 моля вещества из простых веществ, его составляющих, при стандартных условиях: p = 1 атм = Па, Т = 298 К, с = 1 моль/л

4 Закон Гесса Закон Гесса: Стандартная энтальпия реакции зависит от стандартных энтальпий реагентов и продуктов и не зависит от пути протекания реакции Стандартная энтальпия реакции H о - изменение энтальпии в ходе химической реакции : H о = H о обр (продуктов) - H о обр (реагентов) Задача. Вычислите H о реакции 2Mg + CO 2 = 2MgO + C, если H о обр (СО 2 ) = -394, а H о обр (MgО) = -601 к Дж/моль. Решение. Поскольку H о обр простых веществ (Mg и С) равны нулю, имеем: H о = 2 H о обр (MgO) - 1 H о обр (CO 2 ) = = 2(-601) - 1(-394) = = -808 к Дж

5 Энтропия Энтропия - S - физическая величина, характеризующая степень беспорядка системы S о - стандартная энтропия S о - изменение стандартной энтропии в ходе реакции если S о >0, беспорядок системы растет, если S о 0. для процессов, в которых число частиц уменьшается, мы имеем S о 0 N 2 (г) + 3H 2 (г) = 2NH 3 (г) S о

6 Энергия Гиббса Самопроизвольно идут процессы: с выделением энергии, т.е. для которых Н 0 Энергия Гиббса: G = H - TS или G о = H о - T S о Реакции, для которых G 0, самопроизвольно не идут Величину G о для реакции находим по формуле: G о = G о обр (продуктов) - G о обр (реагентов) Задача. Определите G о для реакции: 2N 2 O + O 2 = 4NO, если G о обр (N 2 O) = 104, а G о обр (NO) = 87 к Дж/моль. Решение. Поскольку G о обр простых веществ (О 2 ) равны нулю, имеем: G о = 4 G о обр (NO) - 2 G о обр (N 2 O) = = 4(87) -2(104) = = 140 к Дж > 0. Реакция не идет.

7 Химическое равновесие Система находится в равновесии, если её состояние не изменяется во времени. Подвижное динамическое равновесие сохраняется во времени не из-за отсутствия процесса, а вследствие его протекания в двух противоположных направлениях с равными скоростями. Равенство скоростей прямой и обратной реакции - условие сохранения равновесия системы.

8 Закон действия масс

9 Константа равновесия

10 Константа равновесия и G Константа равновесия реакции К связана с величиной изменения стандартной энергии Гиббса G для этой же реакции: или G = -2,3RTlgK или К = 10 -0,435 G /RT Если К>1, то lgK>0 и G< 0, то есть, если равновесие сдвинуто вправо, то реакция - переход от исходного состояния к равновесному - идет самопроизвольно. Если К 0, то есть, если равновесие сдвинуто влево, то реакция самопроизвольно вправо не идет

11 Смещение равновесия Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, в системе возникает процесс, который противодействует внешнему воздействию. Действие температуры. Увеличение температуры сдвигает равновесие в сторону эндотермической реакции и наоборот. Действие давления. Повышение давления сдвигает равновесие в сторону меньшего числа газообразных молекул и наоборот. Действие концентрации. Увеличение концентрации вещества сдвигает равновесие в сторону реакции, которая уменьшает количество этого вещества и наоборот.

12 Пример В какую сторону сместится равновесие N 2 + 3H 2 2NH 3 Н 0 а) при увеличении температуры; б) при увеличении давления; в) при увеличении концентрации водорода? Решение: а) Поскольку Н 0, то прямая реакция экзотермическая, а обратная – эндотермическая. Равновесие сдвигается влево. б) Все вещества газообразные, причем в левой части уравнения четыре молекулы, а в правой - две. Равновесие сдвинется вправо. в) Увеличение концентрации водорода сдвинет равновесие вправо.