Термодинамика

Термодинамическая система - это некая система, состоящая из большого количества частиц, способная обмениваться с окружающей средой энергией и веществом. В реакции при этом указывается тепловой эффект и агрегатное состояние каждого вещества.

Термодинамические системы делятся:

1) Гомогенные (однородные)

2) Гетерогенные (неоднородные)

Для термодинамических систем справедливы законы термодинамики.

Термодинамика - это наука, изучающая переходы энергии из одной формы в другую, а также направление и пределы самопроизвольного протекания процесса.

Химическая термодинамика изучает энергетику химических процессов. Объектом изучения является система, состоящая из множества молекул, обособленных от окружающей среды.

В химических процессах используются следующие термодинамические функции состояния системы:

Энтальпия.

Энтальпия, также тепловая функция и теплосодержание — термодинамический потенциал, характеризующий состояние системы в термодинамическом равновесии при выборе в качестве независимых переменных давления, энтропии и числа частиц.

Q = H2 − H1= ΔH - изменение энтальпии.

По величине энтальпии мы определяем тепловой эффект реакции:

Если процесс экзотермический ΔH<0 (выделение тепла).

Если процесс эндотермический ΔH>0 (поглощение тепла).

Тепловые эффекты определяются как экспериментально, так и с помощью термохимических расчетов. В них используются не абсолютные значения величин, а их изменения Δ.

Закон Гесса:

∆H_{хим. реакции} = H°_{конечн. продуктов} – H°_{начальн. продуктов}

ΔH образ. – тепловой эффект образования 1 моля вещества из простых веществ в стандартных условиях (Т=298к.) Энтропия. Температура равновесия в системе.

Энтропия (от греч. ἐντροπία — поворот, превращение) — характеризует беспорядок в системе.

Критерием самопроизвольного смешения газов является стремление системы перейти в более разупорядоченное состояние.

Беспорядочная система – термодинамически более вероятное состояние системы.

Энтропия зависит от всех видов движения частиц, составляющих систему, их количества, числа степеней свободы, и возрастает с увеличением температуры.

В процессах, вызываемых увеличением движения частиц (нагревание, испарение, плавление), энтропия возрастает. Упрочнение связей, охлаждение, конденсация, кристаллизация – процессы, связанные с упорядоченностью системы, сопровождающиеся с уменьшением энтропии.

Единицей измерения энтропии является ∆S = [ ]

Энтропия так же является функцией состояния системы и подчиняется закону Гесса (тепловой эффект химической реакции, проводимой в изобарно-изотермических или изохорно-изотермических условиях, зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания).

∆S_{хим. реакции} = S°_{конечн. продуктов} – S°_{исходн. продуктов}

Заметим так же, что энтропия совершенного кристалла равно 0, по положению третьего закона термодинамики (теореме Нернста) (Приращение энтропии при абсолютном нуле температуры стремится к конечному пределу, не зависящему от того, в каком равновесном состоянии находится система).

Если при решении задач:

а) ∆S < 0, то процесс сопровождается уменьшением беспорядка в системе

б) ∆S > 0, то процесс сопровождается увеличением беспорядка в системе

В любой системе действуют две конкурирующие тенденции:

1) Стремление системы перейти в состояние с наименьшей энергией (∆Н < 0)

2) Стремление системы перейти в состояние наибольшего беспорядка (∆S > 0)

Отметим, что если ∆S = 0, то и ∆Н = 0.

Если в системе происходит одновременное изменение S и Н, то направление самопроизвольного процесса определяется суммарной движущей силой реакции (∆G) Энергия Гиббса.

Если в системе происходит и энтальпия и энтропия, то направление самопроизвольного протекания процесса определяется суммарной движущей силой реакции называемой закон Гиббса

∆G = ∆Н – Т · ∆S,

где: Т – абсолютная температура = [K], ∆G = [ ]

Если ∆G < 0, то процесс возможен в стандартных условиях.

Если ∆G > 0, то процесс невозможен (при этом ∆Н > 0 и ∆S < 0)

Если ∆G = 0, то наступает термодинамическое равновесие. T_равн. =

Энергия Гиббса зависит лишь от начального и конечного состояния системы, она является функцией состояния системы.

∆G_{хим. реакции} = G°_{конечн. продуктов} – G°_{начальн. продуктов}

а) ∆Н < 0, ∆S < 0 – процесс возможен при низких температурах; >

б) ∆Н > 0, ∆S < 0 – процесс невозможен, ∆G > 0;

в) ∆Н > 0, ∆S > 0 – процесс возможен, при высоких температурах; <

г) ∆Н < 0, ∆S > 0 – процесс возможен в стандартных условиях, ∆G < 0.

Для проведения различных термодинамических расчетов вводится стандартная энергия Гиббса образования вещества. )

Стандартная энергия Гиббса образования простых веществ = 0

Задача 1.1

а)

Энтропия зависит от всех видов движения частиц.

С увеличением температуры энтропия возрастает (нагревание, испарение, плавление).

= 70,08

= 188,7

∆S = ∆S_{х. р.} = S°_{конечн. п.} – S°_{исходн. п.} = - = 188,7 – 70,08 = 118,62 > 0

∆S > 0

При испарении происходит эндотермический процесс (поглощение тепла).

= -285,84

= -241,82

∆H = ∆H_{х. р.} = H°_{конечн. п.} – H°_{исходн. п.} = - = -241,82 – (-285,84) = 42,02 > 0

∆H > 0

б)

При уменьшении температуры происходит процесс упорядоченности системы (охлаждение, конденсация, кристаллизация).

∆S < 0

Процесс кристаллизации сопровождается выделением тепла (процесс экзотермический).

∆H < 0

Задача 1.2

Рассчитать энергию Гиббса для реакции:

= -740,3 кДж/моль

() = -1582 кДж/моль

= (9 +4 ) – (8 +3 ) = (0+4(-1582))-(0+(-740,3))= -8548,9 кДж

Ответ: = -8548,9 кДж, → процесс возможен в стандартных условиях. 2) Кинетика. Влияние концентрации на скорость реакции.

Кинетика химических реакций.

Задача химической кинетики является изучение закономерностей протекания реакции во времени, её скорости и механизма.

С помощью законов кинетики можно сознательно управлять промышленными процессами и решать вопросы модернизации технических процессов. Важнейшей количественной характеристикой протекания химической реакции во времени является скорость реакции, которая определяется изменением концентрации реагирующих веществ в единицу времени единице объема.

На практике для определенной скорости реакции строят экспериментальные кривые изменения концентрации веществ, которые называются кинетическими кривыми.

Скорость химической реакции зависит от концентрации, температуры, давления, объёма, влияния катализаторов, природы реагирующих веществ.

Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции. Закон кинетики.

Скорость химической реакции в каждый момент времени пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, возведенных в степень их стехиометрических коэффициентов.

Тогда скорость химической реакции:

K - константа скорости реакции, физический смысл которой заключается в том, что при концентрации реагентов она будет ровна скорости реакции. Константа скорости не меняется при изменении давления, концентрации и т.д.

Задача 2

Дано:

Концентрации участвующих веществ:

= 0,8 моль/л

= 1,5 моль/л

= 0,1 моль/л

Вычислить концентрацию , при:

= 0,5 моль/л Решение:

Когда прореагировало азота = 0,5 моль/л, водорода было затрачено = 1,5 моль/л

(так как отношение 1:3), а аммиака образовалось 2 моль. Получается, что концентрации станут:

= - 3 = 1,5 – 1,5 = 0 = + 2 = 0,1 + 1 = 1,1 моль/л Ответ: = 0 = 1,1 моль/л

3) Растворы. Концентрация вещества в растворе.