🗊Презентация Элементы химической термодинамики

Тема 5. Элементы химической термодинамики 5.1. Предмет химической термодинамики

Термодинамика – это наука о превращениях одних видов энергии в другие. Химическая термодинамика рассматривает превращения энергии и работы при химических реакциях. Химической системой называется часть пространства, включающая вещества, принимающие участие в рассматриваемой химической реакции. Все, что не входит в систему принято считать ее окружением (окружающей средой). Открытой называется система, которая может обмениваться со своим окружением и энергией, и массой. Закрытой (замкнутой) называется система, которая может обмениваться со своим окружением только энергией. Изолированной называется система, которая не может обмениваться со своим окружением ни энергией, ни массой.

Функция состояния – это такая характеристика системы, изменение которой при переходе системы из исходного в конечное состояние не зависит от того, каким образом произошло это изменение, а зависит только от исходного и конечного состояния системы.

6.2. Энтальпия и внутренняя энергия 1-ый закон термодинамики: теплота и работа являются различными формами энергии. В любом процессе энергия может переходить из одной формы в другую, но она не создается из ничего и не исчезает бесследно

6.3. Энергетика химических реакций Все химические реакции протекают либо с выделением, либо с поглощением теплоты. Количество выделенной или поглощенной теплоты называют тепловым эффектом процесса (химической реакции).

Закон Гесса (Г.И.Гесс, 1840)

Стандартная энтальпия образования вещества ΔНo298 – тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ, его составляющих, находящихся в устойчивых стандартных состояниях, при стандартных условиях.[ ΔНo298] – кДж/моль

Следствие из закона Гесса Энтальпия реакции равна разности сумм энтальпий образования конечных и начальных участников реакций с учетом их стехиометрических коэффициентов.

Пример. Определить тепловой эффект реакции сгорания метана при стандартных условиях. Записываем термохимической уравнение реакции, лежащей в основе процесса: СН4(г) + О2(г) = СО2(г) + 2Н2О(ж); ΔН -? ΔH0298, -74,9 0 -1207,0 -285,8 (из справочника) кДж/моль ΔH0298 = (ΔH0298со2 + 2ΔH0298Н2О)-(ΔH0298СН4+ ΔH0298О2) = = [(-1207)+2(-285,5)]-[(-74,9)+0] = -1703,7 (кДж) Ответ: при сгорании 1 моля метана выделяется 1703,7 кДж теплоты; реакция экзотермическая По изменению энтальпии системы при протекании химической реакции можно судить только о тепловом эффекте реакции .

6.4. Порядок и беспорядок в природе. Принцип возрастания энтропии. Число микросостояний, которое соответствует данному макросостоянию, называется термодинамической вероятностью системы (W). R- универсальная газовая постоянная, R=8,3 Дж/моль К W – термодинамическая вероятность S – энтропия, Дж/К Энтропия (S) – термодинамическая функция состояния, которая служит мерой беспорядка (неупорядоченности) системы. Стандартная энтропия вещества S0298- энтропия 1 моля вещества при стандартных условиях [Дж/моль К] Энтропия равна нулю только у идеального кристалла при температуре 0К

ΔS = ΣSконечн – ΣSисх H2O(ж) → H2O(г) N2(г) + 3H2(г) → 2NH3(г) В изолированных системах энтропия самопроизвольно протекающего процесса увеличивается ΔS > 0. Энтропия равна нулю только у идеального кристалла при абсолютном нуле (третий закон термодинамики).

6.5. Движущая сила природных процессов. Энергия Гиббса. Представление о равновесии Самопроизвольное протекание изобарно-изотер-мического процесса определяется двумя факто-рами: энтальпийным, связанным с уменьшением энтальпии системы (ΔH), и энтропийным TΔS, обусловленным увеличением беспорядка в систе-ме вследствие роста ее энтропии. Разность этих термодинамических факторов является функцией состояния системы, называемой изобарно-изо-термическим потенциалом или свободной энер-гией Гиббса (G, кДж): ΔG – функция состояния системы;

ΔG = ΔH – TΔS При равенстве энтальпийного и энтропийного факторов (ΔH = TΔS) система достигает равновесия ΔG = 0 Любая реакция может протекать самопроизвольно только в направлении, приближающем систему к состоянию равновесия, то есть в самопроизвольно протекающем процессе энергия Гиббса уменьшается (ΔG < 0). Чем более отрицательна величина ΔG системы, тем больше система удалена от равновесия и тем более она реакционоспособна. ΔG является мерой приближения системы к равновесию.

Температура, при которой наступает равновесие является равновесной температурой: ΔG = 0, ΔH = TpΔS;

Fe(кр) + H2S(г) → FeS(кр) + H2(г) Fe(кр) + H2S(г) → FeS(кр) + H2(г) ΔH0298, 0 -20,1 -94,9 0 кДж/моль S0298, 27,1 205,7 67,3 130,4 Дж/моль К ΔH0298= (-94,9+0) – [0+(-20,1)]=-74,8 (кДЖ) ΔS0298= (67,3+130,4)-(27,1+205,7) = -35,1 (Дж/К) Принимаем, что ΔH ≈ ΔH0298 и ΔS ≈ ΔS0298. ΔH<0 и ΔS <0, следовательно реакция возможна при температурах ниже равновесной температуры.