Главная Случайная страница Контакты | Мы поможем в написании вашей работы! | ||
|
СРС 2. ОСНОВНЫЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ПРОТЕКАНИЯ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ
Энергетика химических процессов
Содержание темы: Некоторые основные понятия термодинамики: система, виды систем, фаза, термодинамические параметры, гомогенные и гетерогенные системы. Внутренняя энергия. Первый закон термодинамики для различных процессов. Тепловые эффекты процессов. Закон Гесса. Теплота образования химического соединения. Следствие закона Гесса.
Необходимые умения: составлять термохимические уравнения реакций. Вычислять энтальпию (тепловой эффект) процесса на основе закона Гесса и его следствия.
Науку о взаимных превращениях различных видов энергии называют термодинамикой. Термодинамика устанавливает законы этих превращений, а также направление самопроизвольного течения различных процессов в данных условиях.
При химических реакциях происходят глубокие качественные изменения в системе, перестройка электронных структур взаимодействующих частиц. Эти изменения сопровождаются поглощением или выделением энергии. В большинстве случаев этой энергией является теплота. Раздел термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических реакций, называют термохимией. Реакции, которые сопровождаются выделением теплоты, называют экзотермическими, а те, которые сопровождаются поглощением теплоты, - эндотермическими. Теплоты реакций являются, таким образом, мерой изменения свойств системы, и знание их может иметь большое значение при определении условий протекания тех или иных реакций.
При любом процессе соблюдается закон сохранения энергии как проявление более общего закона природы - закона сохранения материи. Теплота Q, поглощается системой, идет на изменение ее внутренней энергии ΔU и на совершение работы А:
Q = ΔU + A
Внутренняя энергия системы U - это общий ее запас, включающий энергию поступательного и вращательного движения молекул, энергию внутримолекулярных колебаний атомов и атомных групп, энергию движения электронов, внутриядерную энергию и т.д. Внутренняя энергия - полная энергия системы без потенциальной энергии, обусловленной положением системы в пространстве, и без кинетической энергии системы как целого. Абсолютное значение внутренней энергии U веществ определить невозможно, так как нельзя привести систему в состояние, лишенное энергии. Внутренняя энергия, как и любой вид энергии, является функцией состояния, т.е. ее изменение однозначно определяется начальным и конечным состоянием системы и не зависит от пути перехода, по которому протекает процесс:
ΔU = U2 - U1,
где ΔU - изменение внутренней энергии системы при переходе от начального состояния U1 в конечное U2.
Если U2 > U1, то ΔU > 0. Если U2 < U1, то ΔU < 0.
Теплота и работа функциями состояния не являются, ибо они служат формами передачи энергии и связаны с процессом, а не с состоянием системы. При химических реакциях А - это работа против внешнего давления, т.е. в первом приближении:
А = Р ΔV,
где ΔV - изменение объема системы (V2 - V1).
Так как большинство химических реакций протекает при постоянном давлении и постоянной температуре, то для изобарно-изотермического процесса (Р = const, T = const) теплота:
Qp = ΔU + РΔV;
Qp = (U2 – U1) + Р(V2 – V1); Qp = (U2 + РV2) - (U1 + РV1).
Сумму U + РV обозначим через Н, тогда:
Qp = H2 - H1 = ΔH.
Величину Н называют энтальпией. Таким образом, теплота при Р = соnst и Т = соnst приобретает свойство функции состояния и не зависит от пути, по которому протекает процесс. Отсюда теплота реакции в изобарно-изотер-мическом процессе QP равна изменению энтальпии системы ΔН (если единственным видом работы является работа расширения):
Qp = ΔH
Энтальпия, как и внутренняя энергия, является функцией состояния; ее изменение (ΔH) определяется только начальным и конечным состоянием системы и не зависит от пути перехода. Нетрудно видеть, что теплота реакции в изохорно-изотермическом процессе (V = const; Т = сonst), при котором ΔV = 0, равна изменению внутренней энергии системы:
Qv = ΔU
Теплоты химических процессов, протекающих при Р,Т = const и V,T = const, называются тепловыми эффектами.
При экзотермических реакциях энтальпия системы уменьшается и ΔH < 0 (Н2 < H1), а при эндотермических реакциях энтальпия системы увеличивается и ΔH > 0 (Н2 > H1). В дальнейшем тепловые эффекты выражаются через ΔH.
В основе термохимических расчетов закон Гесса (1840 г.):
Дата публикования: 2014-11-29; Прочитано: 468 | Нарушение авторского права страницы | Мы поможем в написании вашей работы!