🗊Презентация Энергетика химических процессов

Лекция 8. Энергетика химических процессов План Химическая термодинамика. Система. Параметры состояния. Внутренняя энергия . Первый закон термодинамики. Тепловой эффект химической реакции. Энтальпия. Закон Гесса. Термохимические расчеты. Направление химического процесса. Энтропия. Второй закон термодинамики. Изобарно-изотермический потенциал.

ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА – раздел физической химии, использующий законы термодинамики для изучения энергетических эффектов, сопровождающих химические процессы, направление и пределы их самопроизвольного протекания. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА – раздел физической химии, использующий законы термодинамики для изучения энергетических эффектов, сопровождающих химические процессы, направление и пределы их самопроизвольного протекания. химическая термодинамика позволяет: количественно оценить энергетические эффекты химических реакций; определить направление и глубину протекания химического процесса; оценить строение и термодинамическую устойчивость вещества; рассчитать энергии межатомных и межмолекулярных связей.

Тепловым эффектом реакции называется теплота, которая выделяется или поглощается при необратимом протекании химической реакции, причем продукты реакции и исходные вещества должны иметь одну и ту же температуру. Тепловым эффектом реакции называется теплота, которая выделяется или поглощается при необратимом протекании химической реакции, причем продукты реакции и исходные вещества должны иметь одну и ту же температуру. Тепловой эффект реакции зависит: от природы реагентов и продуктов; их физического состояния; условий, в которых находятся реагенты и продукты; от количества веществ, участвующих в реакции. В термохимии тепловой эффект реакции обозначается символом Q (кю) и выражается в кДж или килокалориях (ккал): 1 ккал = 4,187 кДж. Уравнения химических реакций, в которых указаны тепловые эффекты, называются термохимическими. Тепловой эффект записывается обычно после уравнения реакции: Н2 + ½ О2 = Н2О(ж); Q = 285,8 кДж  В термохимических уравнениях надо указывать агрегатное состояние исходных веществ и продуктов реакции: ж – жидкое, г – газообразное, тв – твердое. В термохимических уравнениях часто ставят дробные коэффициенты.

Если в результате протекания химической реакции система поглотила количество теплоты Q и совершила работу А, то изменение внутренней энергии определяется уравнением: ∆U = Q – А ∆Q = ∆U + A = U2 – U1 +pV2-pV1 = (U2 + pV2) – (U1+ pV1) Если ввести обозначение: H = U + pV То имеем ∆Q = H2-H1 При постоянном давлении (в открытом сосуде) тепловой эффект реакции равен изменению энтальпии (∆Н). Энтальпия (Н) – это величина, которая характеризует запас энергии в веществе (чем больше запас энергии, тем больше энтальпия вещества).

∆Н, как и Q, называется тепловым эффектом реакции. Связь между ∆Н и Q выражается уравнением: ∆Н = -Q Изменение энтальпии равно тепловому эффекту реакции, проведенной при постоянной температуре и постоянном давлении, взятому с противоположным знаком. Энтальпия образования простых веществ в стандартном состоянии принимается равной нулю, т.е. ∆f Н0 298 (О2) = 0; однако ∆f Н0 298 (О3) = 142,3 кДж/моль. ∆f Н0 298 (С графит) = 0; однако ∆f Н0 298 (С алмаз) = 1,828 кДж/моль. Энтальпия образования соединений может быть как положительной, так и отрицательной.

Закон Гесса Тепловой эффект реакции зависит от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути протекания реакции, т.е. от числа и характера промежуточных стадий.

12 Проиллюстрируем закон на примере реакции сгорания метана: СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О(Г) ∆ Н01 = -802,34 кДж Эту же реакцию можно провести через стадию образования СО: СН4 + 1,5О2 = СО + 2Н2О(Г) ∆ Н02 = -519,33 кДж СО + 0,5О2 = СО2 ∆ Н03 = -283,01 кДж ∆ Н01 = ∆ Н02 + ∆ Н03 = (-519,33) + (-283,01) = -802,34 кДж

13 Следствие из закона Гесса: Изменение энтальпии системы (∆Н) в результате протекания реакции равно сумме энтальпий продуктов реакции за вычетом энтальпий исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов. ∆Н = ∑∆Нпродуктов реакции - ∑∆Нисходных веществ Например, стандартный тепловой эффект реакции получения водорода из природного газа: СН4 + 2Н2О(г) = СО2 + 4Н2 Определяем по уравнению: ∆ Но 298 = ∆f Но 298 (СО2) + 4 ∆f Но 298 (Н2) - ∆f Но 298 (СН4) – 2 ∆f Но 298 Н2О) Подставляем значения величин энтальпий образования веществ из справочника и получаем: ∆f Н0 298 = -1*393,51 + 4*0 – (-74,85) – 2*(241,84) = +164,98 кДж

14 Мерой неупорядоченности системы служит термодинамическая функция – энтропия. Энтропи́я (от греч. εντροπία — поворот, превращение) — понятие, впервые возникшее в термодинамике как мера необратимого рассеяния энергии Энтропия (S) – величина, пропорциональная логарифму числа равновероятных микросостояний, которыми может быть реализовано данное макросостояние. S = k lnW, где: k – коэффициент пропорциональности - константа Больцмана  (k = R/NA = 1,38•10–23 Дж/К ); lnW – натуральный логарифм величины термодинамической вероятности; W – термодинамическая вероятность существования системы, т.е. число возможных микросостояний атомов или молекул в системе без изменения ее внутренней энергии. С увеличением W — числа способов, которым может быть реализовано данное состояние вещества, – возрастает энтропия S  

15 При повышении температуры, энтропия всегда возрастает, т.к. возрастает интенсивность движения частиц. Энтропия возрастает и при превращении вещества из кристаллического вещества в жидкое и особенно, при переходе из жидкого состояния в газообразное. Изменяется энтропия и при протекании химических реакций.

16

17

18

19 При постоянстве температуры и давления химическая реакция принципиально возможна, если энергия Гиббса уменьшается: G < 0 - это условие возможности самопроизвольного течения реакции в прямом направлении. Химическая реакция принципиально невозможна, если энергия Гиббса увеличивается: G  0 - это условие невозможности самопроизвольного течения реакции в прямом направлении и это же условие является возможностью протекания реакции в обратном направлении. G = 0, то реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлениях, т.е. она обратима. При достижении равновесия уравнение приобретает вид 0 = ∆Н - Т∆S, отсюда Т = ∆Н/∆S.

Список используемых источников Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов/Под ред. А.И. Ермакова. – М.: Интеграл-Пресс, 2008. – 728 с.. Коровин Н.В. Общая химия: Учеб. для технических направ. и спец. вузов/Н.В.Коровин. – М.: Высш. шк., 2007. – 557 с. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: Учебное пособие для вузов/Под ред. В.А. Рабиновича и Х.М.Рубиновой –М.: Интеграл-Пресс, 2006. – 240 с. Дрововозова.Т.И.,Сербиновская Н.М., Горобцова О.Н. Пособие репетитор по химии, Москва-Ростов-н/Д: Издательский центр «МарТ», 2003. – 368с. Горбунов А.И., Гуров А.А., Филиппов Г.Г., Шаповал В.Н. Теоретические основы общей химии, М.:Издательство МГТУ им.Н.Э.Баумана, 2001.720 с. Денисов В.В., Дрововозова.Т.И., Лозановская И.Н., Луганская И.А., Хорунжий Б.И. Химия, Москва-Ростов-н/Д: Издательский центр «МарТ», 2003. – 464 с.