ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Химические реакции протекают с выделением или поглощением энергии. Обычно эта энергия выделяется или поглощается в виде теплоты. Закономерности превращения энергии при химических реакциях являются предметом химической термодинамики.

В термодинамике оперируют понятиями «система».

Система —любая совокупность изучаемых объектов; часть пространства, содержащего тело или совокупность тел, заключающего в себе большое число частиц.

Термодинамическая система—система, в которой возможны энергообмен и диффузия между составляющими частями системы. Система, которая не может обмениваться с окружающей средой ни энергией, ни веществом называется изолированной.

Закрытая (замкнутая) система – система, которая обменивается c окружающей средой энергией, но не веществом.

Открытая (незамкнутая) система – система, которая обменивается с окружающей средой и энергией, и веществом.

Система, в которой нет поверхности раздела, называется гомогенной. Если система состоит из различающихся по составу или свойствам частей, разграниченных поверхностью раздела, называется гетерогенной.

Термодинамические параметры определяют состояние системы в данный момент времени: экстенсивные параметры (масса, объем, площадь поверхности и т. п.) прямо пропорциональны количеству вещества системы, интенсивные параметры не зависят от количества вещества (температура, давление).

Термодинамические функции зависят от термодинамических параметров системы. Среди них выделяют функции состояния, зависящие только от состояния, в котором находится система, и не зависящие от пути, по которому система пришла к данному состоянию (например,внутренняя энергия, энтальпия ).

Внутренняя энергия системы — суммарный запас энергии системы, который включает энергию поступательного и вращательного движения молекул, энергию взаимодействия между атомами, энергию электронов, энергию, заключённую в ядрах и т.д.

В соответствии с первым началом термодинамики—— законом сохранения энергии— теплота Q, подводимая к системе расходуется на изменение внутренней энергии ∆U и на совершение работы A:

Q = ∆U + A

Если работа сводится к расширению или сжатию газа, то:

Q = ∆U + P∆V

При изохорных процессах (∆V=0) поглощаемая системой теплота расходуется на увеличение внутренней энергии системы: Q = ∆U.

Гораздо чаще химические реакции проходят при постоянном давлении.

В этом случае используется термодинамическая функция состояния системы— энтальпия H

Она определяется соотношением H = U + PV

При постоянном давлении ∆H = ∆U + P∆V т.е. изменение энтальпии равно сумме изменения внутренней энергии ∆U и совершенной системой работы расширения P∆V.

Раздел химической термодинамики изучающий тепловые эффекты химических процессов называется термохимией. Если энтальпия реагентов больше, чем энтальпия продуктов реакции, то реакция сопровождается выделением теплоты, т.е является экзотермической. В ходе экзотермической реакции энтальпия системы уменьшается, в этом случае ∆Н< 0. Наоборот если энтальпия реагентов меньше энтальпии продуктов то реакция происходит с поглощением теплоты т.е. является эндотермической. В ходе эндотермической реакции энтальпия системы увеличивается, поэтому в этом случае ∆Н>0.

Химические уравнения, в которых указан тепловой эффект реакции, называют термохимическими. В термохимических уравнениях справа от формул веществ в скобках указывается агрегатное состояние:(г)—газообразное, (ж)— жидкое, (т)— твёрдое,(к)—кристаллическое,(р)—рас творённое.

Например:

CH₄(г) + 2O₂(г) = CO₂(г) + 2H₂O(ж) ∆Н= - 802,3 кДж

Для сравнения энтальпий различных реакций их необходимо приводить к одинаковым условиям. Как правило, тепловой эффект реакции приводится для стандартных условий: давления

102,3 кПа(1атм) и любой фиксированной температуры. Величины ∆Н в этих условиях называют стандартными и обозначают ∆Н^о_Т. Верхний индекс ^о говорит о том, что тепловой эффект приводится для стандартного давления, а нижний индекс характеризует фиксированную температуру. Чаще всего приводят значения ∆Н^о_Т для 298,15К(25^оС) и вместо ∆Н^о_298,15 пишут просто ∆Н^о.

Абсолютное значение внутренней энергии и энтальпии вычислить невозможно, можно только рассчитать относительные значения в сравнении с её значениями в стандартном состоянии.

Для процесса образования сложного вещества из простых веществ в качестве стандартного выбрано наиболее устойчивое состояние при стандартных условиях, т.е. при давлении 101,3 кПа и заданной температуре. В справочниках чаще всего приводят стандартную молярную энтальпию образования при температуре 298,15 К,которую обозначают как ∆Н^о_f ,₂₉₈.Нижний индекс f — сокращение от английского слова formation(образование). Стандартная молярная энтальпия образования—изменение энтальпии при образовании 1 моль данного вещества в стандартном состоянии из простых веществ,также находящихся в стандартном состоянии. Стандартные энтальпии образования простых веществ в стандартных условиях принимают равными нулю.

Определить экспериментально теплоты образования подавляющего большинства органических веществ не удаётся, так как невозможно получить их прямым синтезом из простых веществ. Поэтому в термохимических расчётах для органических соединений используют найденные опытным путём теплоты сгорания. Стандартная молярная энтальпия сгорания —изменение энтальпии при полном сгорании 1 моль вещества в его стандартном состоянии при стандартных условиях.

Закон Гесса.

Тепловой эффект химической реакции зависит только от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути перехода.

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: