Тема 4. Энергетика химических реакций

ТЕМА 4. ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Термохимия – изучает тепловые эффекты химических реакций (первый и второй законы термодинамики)

Тепловой эффект химической реакции – тепло, которое выделяется или поглощается в данной химической реакции.

Система – всякий материальный объект, состоящий из большого числа частиц и обособленный от окружающей среды физическими или воображаемыми границами.

Первый закон термодинамики:

Тепло, сообщаемое системе (Q) расходуется на изменение её внутренней энергии (DU) и на совершение работы против сил внешнего давления (А).

Q = DU + р *DV

Q = DU + A

                           

                     , где А = р *DV Þ

Система перешла из состояния 1 в состояние 2

	U1, V1, p1				U2, V2, p2

                    

состояние 1                         состояние 2

начальное                         конечное

 

Химические реакции

  Изобарные (р – const)                        Изохорные (V – const)

1 (U₁, V₁, p – const)                     1 (U₁, V – const) DV = 0

2 (U₂, V₂, p – const)                      2 (U₂, V – const)

Qv = U2 – U1

Q_p = (U₂ – U₁) + p *(V₂ – V₁)            

сгруппируем относительно

1-ого и 2-ого состояния

Q_p = (U₂ + p *V₂) – (U₁ + p *V₁)

U + p *V = H (энтальпия)

Теплосодержание системы

Q_p = H₂ – H₁, Q_Р = DH                         Q_v = DU

Вывод: тепловой эффект химической реакции равен:

изменению энтальпии системы      изменению внутренней энергии

системы

! Таких реакций больше.

 

Термохимические уравнения характеризуются признаками:

а) отражено фазовое состояние (г., ж., тв. );

б) возможны дробные коэффициенты;

в) коэффициенты показывают число моль реагирующих и образующихся веществ;

г) указывается тепловой эффект

Экзотермические                                                  Эндотермические

Протекают с выделением тепла          Протекают с поглощением тепла

(теплосодержание системы                 (теплосодержание системы

уменьшается)                                       возрастает)

+ Qp = + DH

- Qp = - DH

                                                      

 

Закон Гесса»: тепловой эффект химической реакции не зависит от пути протекания реакции, а зависит от начального и конечного состояния системы.

С + О₂    ^DH1 СО₂                        DН₁ = DН₂ + DН₃

гр. г.             г.                           DН₂ = DН₁ - DН₃

+                         _DН3                                     

½                                     Изменение энергии (DН) часто изображают треу -

   O₂          О₂          гольником, стороны которого – разные пути проте -

     _DН2           ½            кания реакции(DН₂ нельзя непосредственно изме -

      СО_(г) +                рить в лаборатории)

           Первое следствие из закона Гесса:

Тепловой эффект химической реакции (DН_{х. р.} ) равен сумме стандартных теплот образования (DН °_обр. ) конечных продуктов реакции за вычетом суммы

стандартных теплот образования исходных веществ с учётом стехиометрических коэффициентов (n).

	DНх. р. = S n DН °обр. - S n DН °обр.                         прод. р.     исх. в-в

 

 

n – стехиометрические коэффициенты

DН °_обр. – стандартная теплота образования

- это тепло, которое выделяется или поглощается при образовании 1 моль сложного вещества из простых молекул или атомов.

DН °_обр. (кДж/моль)– справочная величина.

 

Системы

             Изолированная                                              Открытая

(модельная, теоретическая) – нет          (реальная) – есть теплообмен с

теплообмена с окружающей средой     окружающей средой энергией и

                                                                                  веществом         

изоляция

 

Энтропия - D S = ^DQ Чем тело больше нагрето, тем вероятнее,

                            ^T       что оно будет охлаждаться сильнее.

DGх. р. = DНх. р. – Т *DS              < 0       > 0 Изменение энтропии в изолированной системе.                                          DSA = - Δ QА -                                   Δ TA  тепло, которое тело А отдаёт телу В.   DSв = + Δ QВ   -                  TВ  тепло, которое тело В получает.                 -Δ QA = Δ QB, так как теплообмен возможен только между телами                                  DS системы  = DSА + DSВ = - Δ QA + Δ QB            TA    TB   DS системы = Δ QB 1  – 1      > 0                                         TВ TA Второй закон термодинамики В изолированных системах самопроизвольно протекают только такие процессы, в которых энтропия возрастает. DS > 0 Энтропия - DS – мера беспорядка в системе (справочная величина) DSо обр. – Дж/моль *К

Изменение свободной энергии Гиббса (изобарно- изотермического потенциала) для реальных (открытых) систем    DGх. р. – критерий самопроизвольного протекания химической реакции.   DGх. р. – свободная энергия. DНх. р. – полная энергия (энтальпийный фактор) Т *DS – связанная энергия (энтропийный фактор) 1. Химическая реакция возможна, если DGх. р. < 0 2. Химическая реакция невозможна, если DGх. р. > 0 3. В системе наступило динамическое химическое равновесие,  если DGх. р. = 0

DS > 0

Свободную энергию Гиббса можно рассчитать 2 способами:

 

Расчет DGх. р .

⇐ Предыдущая12345678910Следующая ⇒

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: