Реферат: Энергетика химических реакций

I. Химическая термодинамика – это раздел физической химии, которая изучает превращения различных видов энергии при химических реакциях, процессах растворения, кристаллизации. Химическая термодинамика исследует возможности и границы самопроизвольного протекания физических процессов. Объектом изучения в термодинамике является термодинамическая система , под которой понимают условно выделенную из пространства совокупность тел, между которыми возможен масса- и теплообмен.

Системы, которые могут обмениваться с окружающей средой и энергией и веществом называются открытыми . Системы, которые обмениваются только энергией, называются закрытыми .

Если между средой и системой отсутствует и тепло- и массообмен – это изолированная система .

Различают также гомогенные системы, состоящие из одной фазы и гетерогенные , состоящие из нескольких фаз. Реакции, которые протекают на границе раздела фаз – гетерогенные .

Совокупность свойств системы называется состоянием системы . Одна и та же система может находиться в различных состояниях. Каждое состояние характеризуется определённым набором значений термодинамических параметров.

Параметры, описывающие состояние системы, называются параметрами состояния .

Они делятся на интенсивные и экстенсивные. Интенсивные не зависят от размера системы, а зависят от температуры и давления, экстенсивные зависят от массы и объёма. Изменение одного из параметров приводит к изменению состояния в целом.

Состояние системы называется равновесным , если параметры системы во времени самопроизвольно не изменяются. Неравновесная система – параметры во времени изменяются.

Состояние системы и происходящие в ней изменения определяются так же с помощью функций состояния. Функции состояния – внутренняя энергия, энтропия, изобарный, изотермический потенциал.

Переход системы из 1-го состояния во 2-ое называется процессом .

1. – изотермический процесс

2. – изохорный процесс

3. – изобарный процесс

Основной функцией состояния системы является её полная энергия, которая является суммой 3-х состояний: кинетическая энергия движущейся системы, потенциальная энергия обусловленная воздействием на систему внешних силовых полей, внутренняя энергия.

При термодинамическом описании системы , ; и включает в себя энергию всех форм движения молекул, атомов, электронов; энергию межмолекулярного взаимодействия; внутреннюю атомную и внутреннюю ядерную энергию.

Экспериментально внутреннюю энергию определить нельзя, можно определить лишь её изменение : .

II. Если система обменивается с внешней средой тепловой энергией и механической энергией (работой) и переходит из 1-го состояния во 2-ое, то согласно 1-му началу термодинамики – количество энергии, которое выделяется или поглощается системой в виде теплоты и работы , равно изменению полной энергии системы , т.е. при переходе из 1-го состояния во 2-ое: .

Для изохорного процесса (при ) тепловой эффект реакции при температуре T соответствует изменению внутренней энергии системы в ходе реакции: .

Для изобарного процесса ():

, следовательно

или , откуда получаем

.

Функция обозначается через и называется энтальпия.

Энтальпия – есть функция состояния системы, имеет размерность энергии.

III. Сущность химических реакций сводится к разрыву связей в исходных веществах и образованию связей в продуктах реакции. Т.к. образование связей протекает с выделением энергии, а разрыв с поглощением энергии, то химические реакции сопровождаются энергетическими эффектами. Раздел термодинамики, который изучает тепловые эффекты химических реакций, называется термохимией .

Энергия, которая выделяется и поглощается, называется тепловым эффектом химической реакции.

Если прочность связей в продуктах реакции больше чем в реагентах, то выделяется энергия в виде теплоты .

Процессы, протекающие с выделением теплоты называются экзотермическими , а с поглощением – эндотермическими .

Тепловой эффект эндотермической реакции считают положительным «+» (поглощение тепла), а экзотермической – отрицательным «−» (выделение тепла).

Тепловой эффект в изобарных условиях определяется изменением энтальпии , в изохорных условиях – изменением внутренней энергии , т.е. для экзо- , , для эндо- , для .

Величины и сильно различаются только для систем, в которых вещества в газообразном состоянии.

Для систем, в которых вещества находятся в конденсированном состоянии изменение объёма в ходе реакции мало, т.е. , тогда ; .

При термомеханическом описании реакции опускают , , говорят только об изменении энтальпии :

Закон Гесса : тепловой эффект химической реакции протекающий или при или при не зависит от числа промежуточных стадий, а определяется лишь конечным и начальным состоянием системы.

Тепловой эффект реакции зависит от природы регентов и продуктов реакции, их агрегатного состояния, условия проведения реакции, а также от количества, участвовавшего в реакции.

Поэтому тепловой эффект принято относить к 1-му моль вещества и определять его в стандартных условиях: , , .

При термохимических расчётах важными являются () – это тепловой эффект реакций образования вещества из простых веществ. По величинам и знакам энтальпии можно судить об устойчивости соединения относительно его распада на простые вещества.

Если , то соединение более устойчиво, чем простые вещества, из которых оно образовано. Стандартный тепловой эффект химической реакции равен сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакций за вычетом суммы стандартных энтальпий образования реагентов с учётом стехиометрических коэффициентов:

=[Дж/моль]

– эндотермический процесс, – экзотермический процесс

– для простых веществ

С термохимическими уравнениями можно проводить любые математические действия.

3)

1)

2)

– по закону Гесса

Тепловой эффект изменяется с изменением температуры в соответствии с законом Кирхгофа: ,

где – разность между ∑ теплоёмкостей продуктов реакций за вычетом реагентов.

Теплоёмкость , которая необходима для нагревания определённого количества вещества на 1К, если относится к 1 молю – молярная , к 1 кг – удельная .

припри

IV. Реакцию, идущую саму по себе (без помощи извне) называют самопроизвольной .

Некоторые самопроизвольные реакции являются эндотермическими.

NeAr

Два газа разделены перегородкой, если ее убрать начнется самопроизвольный процесс взаимодиффузии . Система, состоящая из различных молекул, в разных сосудах более упорядочена, чем смесь разных молекул в одном сосуде, т.е. все самопроизвольные изменения заключаются в переходе из упорядоченного состояния частиц в менее упорядоченное. Степень беспорядка или неупорядоченность в системе характеризуется состоянием системы называемом энтропией .

Энтропия – функция меры беспорядка , она связана с термодинамической вероятностью реализации данного состояния вещества:

, где

– постоянная Больцмана,

– термодинамическая вероятность, т.е. число возможных микросостояний, соответствующих данному макросостоянию вещества.

– стандартная энтропия, – её изменение.

В изолированных системах изменение энтропии служит критерием определяющим направление процесса.

2-ое начало термодинамики : В изолированных системах самопроизвольно протекают те процессы и реакции, в ходе которых энтропия возрастает.

Процессы, для которых – расширение газов, фазовые превращения (их же в газ), процессы растворения, плавление, кипение, диссоциация соединений, нагревание.

Процессы, для которых – сжатие газов, конденсация, кристаллизация, охлаждение.

Если в ходе реакции объём возрастает, то .

возрастает

В ряде однотипных соединений возрастает по мере усложнения атомов, входящих в состав соединений: ; по мере усложнения состава молекулы: .

, т.е. усложняется состав

В отличие от энтальпии и внутренней энергии для чистых веществ можно определить абсолютное значение энтропии .

Энтропия, определяемая в стандартных условиях (, ) называется стандартной .

– для простых веществ.

Изменение энтропии в ходе химической реакции определяется как продуктов реакции за вычетом исходных реагентов с учётом стехиометрических коэффициентов:

.

Изменение энтропии в ходе реакции образования соединений из простых веществ называют энтропией образования .

V. Только для изолированной системы, у которой нет обмена энергией с окружающей средой, энтропия является единственным фактором, определяющим возможность протекания процессов. На практике обычно системы закрытые, в которых изменяется внутренняя энергия и совершается работа против внешних сил. Для таких систем критерием направления протекания процесса является не только стремление системы перейти в состояние с наибольшей термодинамической вероятностью, но и стремление системы перейти в состояние с наименьшей энергией, т.е. выделить теплоту в окружающую среду. Стремление среды к увеличению энтропии называется энтропийным фактором . Стремление системы получить внутреннюю энергию называется энтальпийным фактором .

Суммарный эффект этих двух противоположно действующих факторов в условиях при находит отражение в изменении энергии Гиббса (изобарно-изотермический потенциал ): и в условиях находит отражение в изменении энергии Гельмгольца (изохорно-изотермический потенциал ): .

Поскольку , то .

и являются функциями состояния системы.

Для процессов в конденсированных средах в ходе реакции , тогда .

образования 1-го моль соединения из простых веществ, называется , стандартная .

Изменение энергии Гиббса в ходе химической реакции равно сумме энергий Гиббса продуктов реакции за вычетом суммы энергий Гиббса реагентов с учётом стехиометрических коэффициентов:

.

– для простых веществ

Величина и знак определяют возможность самопроизвольного протекания процесса.

Самопроизвольно в направлении образования продуктов реакции протекают только те реакции, в ходе которых происходит уменьшение . Реакция идёт в направлении пока (система равновесия).

Если , то в данных условиях реакция самопроизвольно протекать не будет.

			Вывод
−	+	−	Протекает самопроизвольно при любой T
−	−	− +	Протекает при низких T
+	+	+ −	Протекает при высоких T
+	−	+	Не протекает (протекает в обратном направлении)

В открытых системах изменение внутренней энергии происходит не только в результате получения или отдачи теплоты и совершения работы, но и за счёт изменения масс, входящих в систему компонентов. Все свойства открытых систем и ΔG будут зависеть от количества каждого компонента:

,

где – химический потенциал, энергия Гиббса отнесённая к 1-му молю вещества, – изменённое количество вещества системы

Если в системе – компонентов, то :

– самопроизвольное протекание процессов в открытой системе

– состояние равновесия

– процессы не протекают

Химический потенциал – функция состояния. В условиях определяется изменением энергии Гиббса : .

Вопросы для самоконтроля

1. Термодинамические системы: открытые, закрытые, изолированные; гомогенные, гетерогенные.

2. Параметры системы.

3. Функции состояния системы: внутренняя энергия, энтальпия, энтропия, химический потенциал, изобарно- и изохорно-изотермический потенциал.

4. Изобарные, изохорные, изотермические процессы.

5. Первое (закон сохранения энергии) и второе начало термодинамики.

6. Тепловой эффект реакции. Стандартная теплота образования вещества.