Энергетика химических реакций

Основные понятия термодинамики

ТЕРМОДИНАМИКА (ТД) – это наука о взаимных превращениях

Химическая термодинамика изучает:

Переходы химической энергии в другие формы- тепловую, электрическую

Основные понятия ТД

Объектом изучения в термодинамике является система.
Система - это совокупность

Основные понятия ТД

Основные понятия ТД

Фаза-это часть системы, однородная во всех точках по составу

Основные понятия ТД

Термодинамические параметры

Температура – Т
Давление – Р
Плотность – ρ
Концентрация - С
Теплоемкость –

Параметры химической термодинамики

U - внутренняя энергия
Н - энтальпия
S - энтропия
G -

Внутренняя энергия системы

Внутренняя энергия системы (U) - представляет собой ее полную

Единицы измерения

Единицы измерения внутренней энергии:
[U] = Дж, кДж.
Абсолютное значение внутренней

Внутренняя энергия системы

Внутренняя энергия - это функция состояния, которая характеризует полный

Термодинамический процесс

- это изменение состояния системы, сопровождающийся изменением хотя бы одного

Термодинамический процесс

В зависимости от условий перехода системы из одного состояния в

Теплота

- является мерой энергии переданной от одного тела к другому,

Работа

- является мерой энергии, переданной от одного тела к другому

Первый закон термодинамики

Выражает количественное соотношение между изменением внутренней энергии, теплотой и

Закон сохранения энергии

- энергия не исчезает и не возникает, она переходит

Изохорный процесс

Первый закон ТД:
Q=ΔU +A = ΔU + P×ΔV
Для

Изобарный процесс

Для изобарного процесса Р=const.
В изобарных процессах тепловой эффект химической

Тепловой эффект реакции

- это количество теплоты, которое выделяется или поглощается системой

Тепловой эффект реакции равен изменению энтальпии системы:

если H2 > H1
ΔH=

Энтальпия образования

- количество теплоты, которое выделяется или поглощается при образовании

Стандартная энтальпия образования

Для сравнения энтальпий образования различных соединений их определяют при

Единицы измерения

Единицы измерения энтальпии образования:

Значения стандартных энтальпий образования приведены в таблицах,

ПРИМЕР

ПРАВИЛО!

энтальпии образования простых веществ равны нулю
для устойчивых простых веществ энтальпия

Термохимические уравнения

это уравнения химической реакции в котором указан тепловой эффект

Виды агрегатного состояния вещества

т – твердое
к – кристаллическое,
ам. – аморфное,

ПРИМЕР

Особенности термохимических уравнений

в термохимических уравнениях могут быть дробные стехиометрические коэффициенты.

Особенности термохимических уравнений

С термохимических уравнениями можно производить алгебраические действия. Их можно

Закон Гесса

Тепловой эффект химической реакции определяется лишь начальным и конечным состояниями

Пример. Получение СО2

1 путь:
С + О2 = СО2 ΔН1
2 путь:
С + 1/2О2

Следствие из закона Гесса

Теплота химической реакции равна разности между суммой энтальпий

Тепловой эффект реакции

стандартная энтальпия образования вещества
количество вещества

Пример. Рассчитать ΔН0 химической реакции

Пример. Рассчитать ΔН0 MgO

Задача

Вычислите ΔН0 SO3 если при сгорании 64г серы выделилось 790 кДж

Задача

Сколько тепла выделится при взаимодействии 4,48 литров N2 (н.у.) с Н2

Возможность и направление протекания
химических
реакций

Самопроизвольность протекания реакции

При изучении химических взаимодействий важно оценить возможность или невозможность

Второй закон термодинамики

Определяет критерий самопроизвольного протекания процесса в изолированных системах -

Энтропия

это параметр характеризующий хаотичность движения частиц, является мерой молекулярного, атомного

Параметры состояния вещества

Параметры макросостояния системы:
Р -давление, Т – температура ,V –

Термодинамическая вероятность состояния системы (W)

это число микросостояний, с помощью которых осуществляется

Уравнение Больцмана

Уравнение Больцмана придало энтропии физический смысл.

Основные положения

Энтропия- это мера термодинамической вероятности состояния веществ и систем.
Любая изолированная

Изменение энтропии

ΔS = S2 –S1
если ΔS > 0, то процесс протекает

Энтропия химической реакции

стандартная энтропия образования вещества
количество вещества

Основные положения

значения стандартных энтропий приведены в таблице;
значение энтропий зависит от

Пример:

Абсолютное значение энтропии

В отличие от энтальпии и внутренней энергии можно определить

Пример

Сграфит тв. + СО2 = 2СОгаз ΔS=175,4
1моль 2 моль ΔS>0
твердые и жидкие вещества не учитываются ,

Пример

2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О(г) ΔS<0
2 1 2
в данной реакции объем уменьшается, беспорядок системы

Факторы неизолированных систем

1.Энтальпийный ΔН- отражает стремление системы к образованию связей в

Энергия Гиббса

Энтропийный и энтальпийный факторы обычно действуют в противоположных направлениях и

Уравнение энергии Гиббса

Величина и знак ΔG позволяют судить о принципиальной возможности и направлении

Пример

Fe2O3(тв) +3Н2 (г) =2Fe (тв) +3Н2О(г)
ΔН х.р. = 96,61 кДж
Возможна ли

Пример

При какой температуре начнется эта реакция?
Решение:
Найдем температуру при которой ΔG=0?
ΔH =T

Значение ΔG можно определить приблизительно:

Энергия Гиббса химической реакции

стандартная энергия Гиббса образования вещества
количество вещества

Стандартная энергия Гиббса образования химического соединения ΔG°

это энергия Гиббса реакции

Устойчивость соединений

вещество термодинамически устойчиво и может быть получено из простых веществ

ПРИМЕР

NO, NO2 , при стандартных условиях их получают косвенным путем:
Cu +

ВАЖНО!

Любая реакция при постоянных температуре и давлении протекает самопроизвольно в направлении

Химическое равновесие и константа равновесия

Состояние равновесия

это такое состояние системы при которой ΔG = 0,

Константа равновесия

характеризует количественное состояние равновесия

Расчет константы равновесия

Для расчета константы равновесия используются равновесные концентрации.
Если в

Парциальное давление

это такое давление газа, входящего в смесь, которое он

ПРИМЕР

Связь Кр и ΔG°

Константа равновесия связана со стандартной энергией Гиббса

Смещение равновесия

При изменении внешних условий меняются равновесные концентрации, происходит смещение равновесия.

Принцип Ле–Шателье

При внешнем воздействии равновесие смещается в сторону ослабления этого воздействия.

1. Влияние температуры на равновесие химической реакции

Повышение температуры - смещает равновесие

2. Влияние давления на равновесие химической реакции

Повышение давления смещает равновесие в

3. Влияние концентрации на равновесие химической реакции

Повышение концентрации исходных веществ смещает