Основи хімічної термодинаміки

Термодинаміка – це наука про перетворення різних видів енергії в системах.

Система – це сукупність фізичних тіл, котрі взаємодіють між собою і в думці відокремлені від навколишнього середовища. Системи бувають: ізольовані, гетерогенні і гомогенні.

До ізольованих відносяться такі, для яких енергообмін і масообмін (з навколишнім середовищем) неможливий – це ідеальна система, яка в природі відсутня.

До замкнутих відносяться системи, для яких масообмін неможливий, а енергообмін можливий.

До гомогенних відносяться такі системи, коли всі фізичні тіла системи, тобто вихідні матеріали і продукти реакції знаходяться в одному агрегатному стані Г-Г, Р-Р, Т_в – Т_в:

.

До гетерогенних відносяться такі системи, коли фізичні тіла знаходяться в різних агрегатних станах

Хімічна термодинаміка, як складова частина термодинаміки, розглядає теплові явища, як результат глибокої зміни в процесі розриву та утворення нового хімічного зв’язку. При цьому можливі 2 процеси: 1 – коли в результаті взаємодії виділяються тепло або енергія – такі процеси називаються екзотермічними; 2 – якщо поглинається енергія – ендотермічними.

Протікання процесів можливе при постійному об’ємі – ізохоричні, при постійному тиску – ізобаричні, при постійній температурі – ізотермічні. У залежності від проведення процесу треба вказувати параметри, тобто термодинаміка має свої закони.

1-й закон. В ізольованих системах зберігається закон збереження матерії та енергії.

Енергетична умова така: кількість енергії, підведеної до системи, витрачається на зміну внутрішньої енергії та можливість виконання роботи.

Q = ∆И + А,

де ∆И – зміна внутрішньої енергії;

Q – тепло;

А – робота.

∆И – це енергія всіх структурних одиниць системи (взаємодія електрон-ядро, протон-протон, нейтрон-протон, нейтрон-електрон, міжядрерна взаємодія).

Система: поршень-циліндр

A =F(h₂ – h₁);

F = P∙S;

A = P∙S(h₂ – h₁); A = PΔИ.

h₂

h₁

Перший закон термодинаміки:

A = PΔV +ΔИ.

При ізохиричному процесі, тобто V =const, перший закон читається, як Q_V =ΔИ.

При ізобаричному процесі, тобто

P = const; Q_p = ΔИ + рΔV =И₂ – И₁ + РV₂ – V₁P =

И₂ + РV₂ – V₁ + PV₁ = ΔH – ентальпія.

Ентальпія – складна термодинамічна функція, котра показує зміну внутрішньої енергії та можливість виконання роботи при переході з одного стану в інший: ІН = кДж/моль.

Фізичний зміст

За першим законом термодинаміки: Ентальпія - тепловміст системи.

Ентальпія для систем від нас незалежних → прагне до mіп.

Для елементарних речовин ентальпія завжди дорівнює 0

(H_2, O₂, N₂, Cl₂).

Хімічна термодинаміка має свої два закони.

Закон Лавуазьє-Лапласа

Кількість енергії, котра виділяється при утворенні складної речовини дорівнює кількості енергії його розкладу, але з протележним знаком.

СаО + Н₂О →Са(ОН)₂ ≈ 50 кДж/моль

Н₂ › Н₁ =∆Н › 0 – енд.

Н₂ ‹ Н₁ = ∆Н ‹ 0 –екз.

Закон Гесса

Сумарний тепловий ефект будь-якої хімічної реакції не залежить від шляху протікання, а залежить від початкового та кінцевого стану.

У загальному вигляді для будь-якої хімічної реакції закон Гесса

аА + вВ → сС +dD,

де А, В – вихідні речовини;

C, D – продукти реакції, які одержані в ході процесу;

a, в, с, d –коефіцієнти.

Н_{хім.реак.} = ∑∆Н_кін. - ∑∆Н_поч.;

H_х.р. = (сН_с + Н_d) – (aH_A + вН_В)

кінц. поч.

Виходячи із закону Гесса:

1 – можна визначити сумарний тепловий ефект;

2 – можна визначити, знаючи сумарний тепловий ефект реакції, ентальпію будь-якої кінцевої або початкової речовини.

Приклад. С₂Н₅ОН + 3О₂ → 2СО₂ + 3Н₂О.

З таблиці ентальпій знайдено значення ∆Н із вхідних і кінцевих речовин.

∆Н = С₂Н₅ОН + 3О₂→2СО₂ + 3Н₂О

235,31 0 -393,5 -215,9

Н_х.р. = [2(-393,5) +3(-285,9)] - [(-235,31)] = -1409,39 кДж/моль.

Два початка термодинаміки

1) тепло від більш холодного тіла ніколи не перейде до більш нагрітого;

2) система завжди прагне до безладу.

Ентропія – термодинамічна функція, котра являється мірою хаотичності або безладу в системі ∆S>0:

,

де R –постійна Больцмана;

ln – основа натурального log;

w –імовірність системи w = f (P, V, T, C) – функція параметрів системи.

Фізичний зміст. Кількість енергії, яка припадає на 1^оК

[Дж/моль град].

За другим законом термодинаміки ентропія збільшується

Гібс з’єднав перший і другий закони термодинаміки.

Кількість енергії, підведеної до системи, містить частку енергії, яку можна перетворити в корисну роботу (вільна енергія Гібса) і частка енергії губиться безповоротно.

,

де вільна енергія Гібса;

рівна підведена енергія;

ентропія;

температура в К.

Фізичний зміст

Кількість енергії, підведеної до системи , разом з енергією Гібса складає .

Вільна енергія Гібса вимірюється в кДж.

На основі закону Гібса визначається напрямок хімічного процесу. При:

1) - процес неможливий;

2) - процес можливий;

3) - процес рівноваги, тобто можливість початку процесу.