Химическая термодинамика

Размещено на http://www.allbest.ru/

Размещено на http://www.allbest.ru/

Тема I. Химическая термодинамика (1-й закон)

План

Введение

1. Основные понятия раздела «химическая термодинамика»

1.1 Термодинамическая химическая система, виды систем

1.2 Термодинамические параметры

1.3 Процесс, классификация процессов. Цикл

2. Термодинамические функции - ДU, ДH

3. Теплота Q и работа A

4. Первый закон термодинамики

4.1 Формулировки, аналитическое выражение, следствия

4.2 Энтальпия - ДH

4.3 Теплоемкость

Введение

Термодинамика - как наука возникла в начале XIX века (в связи с необходимостью совершенствования тепловых машин).

В переводе с греческого «термос» означает тепло, а «динамос» - силу и мощь. Классическая термодинамика занимается исследованием энергии и работы в макроскопических системах. Этим объясняется ее значение для таких наук, как физика, химия, биология, геология, для многочисленных отраслей техники, так как любые процессы, происходящие в природе, сопровождаются изменением энергии.

Химическая термодинамика - это раздел химии, который изучает превращения энергии при химических процессах и способность химических систем (реагенты - продукты) выполнять полезную работу.

Использование законов этого раздела химии позволяет:

1 предсказывать возможность протекания химической реакции;

2 вычислять количество энергии, которое теоретически необходимо для проведения реакции, либо выделяется в результате самопроизвольного протекания реакции;

3 предсказать до какой степени продвинется реакция, прежде чем она достигнет состояния равновесия.

Эти и другие важные вопросы химическая термодинамика решает, не прибегая к данным о внутреннем строении вещества, используя лишь определяемые экспериментально параметры, такие как давление, температура, объем, концентрация и др.

В настоящее время законы термодинамики используют для расчетов, позволяющих предсказывать условия протекания и эффективность различных процессов и реакций, в том числе металлургических.

1. Основные понятия раздела «химическая термодинамика»

1.1 Термодинамическая химическая система, виды систем

Система означает ту часть материального мира, который является предметом нашего наблюдения или исследования.

Термодинамическая химическая система это комплекс взаимодействующих между собой веществ, мысленно обособленный от окружающей среды.

Например, системой может быть химический стакан, содержащий определенное количество воды, либо теплообменник, используемый на химическом предприятии и т.д.

Различают три основных типа термодинамических систем (рис. 1)

Изолированные системы - не могут обмениваться с окружающей средой ни энергией, ни массой. Например, изолированный термостат, Вселенная в целом.

Закрытые системы - могут обмениваться с окружающей средой только энергией, но не массой. Например, совокупность молекул растворенного вещества можно рассматривать как закрытую систему, а в качестве внешней среды может быть все остальное (возможно растворитель, если он не участвует в реакции). Поэтому в химической термодинамике наиболее часто рассматривают именно закрытые системы.

Открытые системы - это системы, которые могут обмениваться с окружающей средой энергией и массой. Например, живые объекты животного или растительного мира.

Рис. 1

Системы также можно разделить на гомогенные и гетерогенные.

Гомогенная система (однородная) - термодинамическая система, интенсивные свойства которой одинаковы во всех ее частях. Гомогенная среда состоит из одной фазы.

Гетерогенная система (неоднородная) - термодинамическая система, в которой хотя бы одно интенсивное свойство изменяется скачкообразно. Гетерогенная система состоит из двух и более фаз ,например:

а) система «бензол-вода» - система с непрерывными фазами

б) система «кусочки льда, плавающие в воде» (лед - прерывная фаза, состав фаз одинаков)

в) смесь кристаллов NaCl и KCl - обе фазы прерывны, химический состав обеих фаз различен.

1.2 Термодинамические параметры

Какую бы систему мы не рассматривали, она может быть в различных состояниях. А чтобы описать то или иное состояние, используют термодинамические характеристики (рис.2). С точки зрения одного из видов классификации: термодинамические характеристики можно рассматривать как основные, которые определяют состояние системы. Их называют параметрами состояния. Обычно это температура (Т), давление (Р) и количество вещества (n).

Остальные термодинамические характеристики зависят от этих трех параметров (Т, Р, n), а значит в целом и от состояния системы. Поэтому их называют функциями состояния.

Рис. 2

С точки зрения другой разновидности классификации, термодинамические характеристики можно разделить на:

Экстенсивные параметры	Интенсивные параметры
Зависят от количества вещества и складываются при сложении однородных компонентов. V - объем m - масса n - количество вещества E - энергия системы S - энтропия	Не зависят от количества вещества и выравниваются при контакте систем или частей системы. T - температура P - давление с - плотность С - концентрация

1.3 Процесс, классификация процессов. Цикл

Процесс - это изменение термодинамических параметров.

Процессы делятся на:

· Обратимые

· Равновесные

· Необратимые

Для термодинамики принципиальное значение имеет деление всех процессов на обратимые и необратимые.

Обратимые процессы - это такие процессы, совершив которые, система возвращается в исходное состояние, не оставив изменений ни в системе, ни в окружающей среде. Все промежуточные состояния системы и окружающей среды в таком процессе - равновесные. Поэтому часто обратимые процессы называют еще равновесными. Процесс может протекать в равновесных условиях, когда при бесконечно малых воздействиях со стороны внешней среды происходят бесконечно малые изменения параметров.

Равновесный процесс - процесс, проходящий в прямом и обратном направлении через одни и те же состояния, бесконечно близкие к равновесию. Работа равновесного процесса является максимальной и обозначается Amax (рис.3).



Рис. 3

химический термодинамика сила закон

Примерами равновесных процессов являются идеальные механические процессы, протекающие без трения. Реальные физические, химические процессы всегда неравновесные.

Примерами крайних случаев неравновесных процессов являются:

· переход тепла от горячего тела к холодному;

· переход механической работы в тепло при трении;

· взрыв смеси;

· расширение газа в пустоту;

· самопроизвольное смешение газов, жидкостей.

Необратимые процессы - это процесс, при котором изменения в системе происходят и при этом система не возвращается в исходное состояние.

После термодинамически необратимого процесса систему только при определенных условиях можно вернуть в исходное состояние (т.е. осуществить химическую обратимость). Но для этого необходимо произвести какие-либо изменения в системе или окружающей среде, например, повысить концентрацию продуктов реакции или подвести дополнительную теплоту.

Таким образом, термодинамическая необратимость и химическая необратимость понятия различные.

Практически каждый реальный процесс является термодинамически необратимым, но представление об идеально обратимом процессе очень полезно.

Типы процессов:

· Изохорный (V = const)

· Изобарный (P = const)

· Изотермический (T = const)

· Адиабатный (Q = const, нет обмена с окружающей средой)

· Изобарно-изотермический (P,T = const)

· Изохорно-изотермический (T,V = const)

Наиболее распространены в химических системах изобарно-изотермические процессы (реакции, протекающие в открытых системах) и изохорно-изотермические процессы (протекающие в автоклавах)

Цикл - это обратимый термодинамический процесс, т.е. когда в результате изменения термодинамических параметров система приходит в первоначальное состояние.

2. Термодинамические функции - ДU, ДH

Каждая система обладает внутренней энергией (U).

U - внутренняя энергия имеет молекулярную природу, она складывается из кинетической энергии движущихся молекул () и их потенциальной энергии, определяемой взаимным притяжением и отталкиванием (). Наряду с этими составляющими внутренней энергией является энергия электронов в атомах и энергия атомных ядер, лучистая энергия.

Внутренняя энергия зависит от:

· химической природы тел и их состава

· температуры T (она является мерой средней кинетической энергии всех частиц в системе)

· объема V (потенциальная энергия зависит от расстояния между молекулами).

Таким образом,

Возможен случай (идеальный газ), когда при протекании процесса изменяется только кинетическая энергия, а потенциальная энергия остается постоянной.

Внутренняя энергия (U) определяет состояние системы и изменяется в результате участия системы в тех или иных процессах. Изменение внутренней энергии ДU зависит от энергии начального (U1) и конечного (U2) состояний системы и не зависит от пути, по которому протекает процесс.

Это является следствием закона сохранения энергии.

Внутренняя энергия U имеет вполне определенное значение для каждого равновесного состояния независимо от предыдущих состояний системы, следовательно, она является функцией состояния. Значит, имеет смысл говорить о полном дифференциале внутренней энергии dU.

U = f(V, T).

Абсолютное значение U экспериментально определить невозможно. Практически можно измерить только изменение внутренней энергии:

ДU = U2 - U1.

Энтальпия H, как и внутренняя энергия U, является функцией состояния, ее изменение не зависит от пути процесса, т.к. изменение p и V определяется только начальным и конечным состоянием.(Смотри с.13, пункт 4.2.)

3. Теплота Q и работа A

Способы передачи энергии
Теплота Q	Работа A

Энергия (в переводе с греческого) - это мера способности совершать работу. Энергия, как и работа, в системе СИ измеряется в Дж. Внутренняя энергия системы, которая совершает работу, уменьшается, а в случае когда работу совершают над системой ее внутренняя энергия увеличивается, если одновременно не происходит передачи теплоты.

Для работы можно говорить лишь о ее бесконечно малом элементе д, а не о полном дифференциале, т. к. она зависит от пути процесса и не является функцией состояния.

В отличие от внутренней энергии, теплота Q и работа A не являются функцией состояния системы. Теплота и работа возникают только тогда, когда имеет место процесс, т. е. при изменениях состояния системы. Теплота и работа являются формой передачи энергии, а не самой энергией. Именно поэтому не имеет смысла говорить о «запасе тепла» или о «запасе работы». Вместе с тем правильным будет, например, утверждение, что тело при данном процессе совершило определенную работу или получило определенное количество тепла.

Понятие работа включает энергетические процессы, общим свойством которых является затрата энергии системы на преодоление силы, действующей извне.

Пусть какое-либо тело занимает объем V при давлении p, которое действует на поверхность тела S.

Размещено на http://www.allbest.ru/

Размещено на http://www.allbest.ru/

При расширении тела совершается механическая работа A. Если это расширение бесконечно мало, то поверхность S, на которую действует давление p, переместится на расстояние dl. Тогда бесконечно малая работа

и .

Работа в конечном процессе равна сумме порций работ дA, и ее величина выражается определенным интегралом:

.

Величина работы определяется площадью под кривой зависимости давления от объема при протекании того или иного процесса. Вид этой зависимости обусловлен характером процесса, поэтому работа при расширении тела от начального до конечного объема зависит от пути процесса.

Процесс, протекающий при V = const, называется изохорным:

A = ?дA = ?pdV = 0.

Процесс, протекающий при p = const, называется изобарным:

.

Процесс, протекающий при T = const, называется изотермическим. При этом работа при расширении идеального газа, для которого pV = nRT, имеет вид:

.

Зная закон Бойля-Мариотта, получим:

.

Процесс, протекающий без теплообмена между системой и окружающей средой при Q = 0, называется адиабатным:

ДA = _ dU.

При рассмотрении термодинамических процессов принято считать A > 0, если она производится системой, если же работа совершается над системой внешними силами, то A < 0. Например, при адиабатном расширении газа работа совершается за счет внутренней энергии, т. е. A > 0 и T2 < T1 (температура падает). При адиабатном сжатии A < 0, внутренняя энергия увеличивается, температура также повышается.

4.Первый закон термодинамики

4.1 Формулировки, аналитическое выражение, следствия

Эквивалентное соотношение между теплотой и работой при их взаимных переходах установлено в классических опытах Джоуля (1842 _ 1867). Типичный эксперимент Джоуля заключался в следующем. Груз, падая с высоты h, вращает мешалку. Вращение лопастей мешалки нагревает воду в калориметре. После окончания процесса система возвращается в исходное состояние. При этом, поднимая груз на высоту h, мы затрачиваем работу извне, значит, энергия системы увеличивается. Калориметр отдает тепло во внешнюю среду, и его температура возвращается к исходному значению.

Таким образом, процесс носит циклический характер. Результатом процесса является отнятие работы от внешней среды и передача тепла в окружающую среду. Сравнение этих двух величин, измеренных в соответствующих единицах, показывает постоянное отношение между ними, не зависящее от величины груза, размеров калориметра и конкретных количеств Q и A в разных опытах.

Теплоту и работу в циклическом процессе целесообразно записать как сумму (интеграл) бесконечно малых (элементарных) количеств теплоты дQ и бесконечно малых (элементарных) работ дA, причем начальный и конечный пределы интегрирования совпадают (цикл).

.

Для некругового процесса система не возвращается в исходное состояние:

т.к. пределы интегрирования в общем случае произвольны, то для элементарных величин дA и дQ

.

Для конечного процесса:

Q = ДU + A.

Первый закон термодинамики является частным случаем общего закона сохранения энергии в применении к тепловым термическим явлениям.

Аналитическая формулировка I закона термодинамики: количество тепла, переданное системе, расходуется на увеличение ее внутренней энергии (U) и работу (A):

дQ = dU + pdV,

и после интегрирования:

Q = ДU + pДV.

Для изолированной системы:

.

Отсюда следует другая формулировка I закона термодинамики: изменение внутренней энергии изолированной системы есть величина постоянная.

Также I закон термодинамики можно сформулировать в следующем виде:

1 разные формы энергии переходят друг в друга в строго эквивалентных количествах;

2 в любой изолированной системе общий запас энергии сохраняется постоянным;

3 механизм, который давал бы возможность получать, не затрачивая энергии (вечный двигатель 1-го рода), невозможен.

Первый закона термодинамики для изохорных процессов (V = const)

При изохорном процессе все тепло, подводимое к системе, идет только на увеличение ее внутренней энергии, т.е. dV = 0

Очевидно, что работа расширения или сжатия равна нулю.

дQV = dU

QV = ДU

Представленные выражения являются первым математическим выражением закона Гесса, где дQV является функцией состояния (не зависит от пути процесса).

Первый закона термодинамики для изобарных процессов(V = const) При изобарном процессе работа определяется выражением:

.

4.2 Термодинамические функции - ДH

Условие p = const позволяет ввести давление под знак дифференциала в уравнении:

, обозначим сумму одной буквой Н

Получим уравнение: .

Таким образом, тепло дQp, переданное системе при p = const, расходуется на приращение некоторой функции H = U + pV, которая называется энтальпией.

Энтальпия H, как и внутренняя энергия U, является функцией состояния, ее изменение не зависит от пути процесса, т.к. изменение p и V определяется только начальным и конечным состоянием.

дQp = dH

Qp = ДH.

Последнее выражение является вторым математическим выражением закона Гесса.

4.3 Теплоемкость

Непосредственное отношение к теплоте имеет теплоемкость - С.

Молярная теплоемкость вещества (С) - это количество теплоты, требующееся для увеличения температуры одного моля вещества на один градус.

Известны два частных вида теплоемкости - (теплоемкость при постоянном объеме) и (теплоемкость при постоянном давлении).

Учтем, что при .

Если приравнять частные производные по температуре, то получим выражение для молярной теплоемкости при постоянном объеме :

сопоставляя это уравнение с

можно заметить, что характеризует возрастание внутренней энергии.

Для идеального газа , т.е. в выражении для можно заменить частную производную полной, т.е. . Увеличение внутренней энергии тела при его нагревании от T1 до T2 определяется величиной интеграла

- это производная внутренней энергии по температуре, отнесенная к одному молю вещества.

А для условий .

Если приравнять частные производные по температуре функций состояния

- теплоемкость при постоянном давлении;

- это производная энтальпии.

Чтобы найти взаимосвязь между теплоемкостями при постоянном V и P для идеального газа, произведем следующие операции:

выразим через полную производную , величина Н для идеального газа также не зависит от Р, а только от Т, т.к. pV при данной температуре равно константе. Тогда

т.е. на

Для идеального газа

- величина - это работа расширения одного моля идеального газа при нагревании на один градус (P = const).

Можно вычислить механический эквивалент тепла приравняв разность Cp - Cv, выраженную в тепловых единицах к работе расширения газа в механических единицах.

1 кал = 4,184 Дж.

Подобный расчет впервые был сделан в 1842 г. одним из основателей первого закона термодинамики Майером.

При постоянном давлении изменение объема идет:

1. За счет изменения температуры, если процесс физический

2. За счет изменения числа молей, если процесс химический

Вывод:

В двух частных случаях (V = const, P = const) количество тепла сообщенное системе Q равно изменению внутренней энергии или изменению энтальпии. Таким образом, Qp и Qv являются функциями состояния системы.

Изотермический процесс. (T=const)

pV = nRT

,

подставим это в интегральное выражение:

,

по закону Бойля-Мариотта:

.

Значит, QT = Aрасш.

Вывод:

Все тепло, переданное системе при T = const, идет на расширение, внутренняя энергия не изменяется: ДU = const.

Адиабатический процесс (система полностью изолирована).

Q = 0

ДQ = dU + дA

ДA = _dU (dU = CVdT)

.

CV можно внести под знак интеграла, т.к. для идеальных газов в некотором интервале температур от 40 до 500С можно считать постоянной.

A = CV(T1 - T2).

CV - интегральная теплоемкость (т.е. всей системы). В расчетах часто используют молярную или удельную теплоемкость .

Тогда получим первый закон термодинамики для изотермического процесса:

Все эти процессы в чистом виде встречаются редко. На практике встречаются промежуточные процессы.

Вопросы для самоконтроля

1. Дайте определение понятий «химическая термодинамика», «термодинамическая система» и «внешняя среда».

2. Дайте определение понятий «изолированная система», «закрытая система», «открытая система».

3. Дайте определение понятий «внутренняя энергия системы», «работа процесса», «теплота процесса».

4. Сформулируйте первый закон термодинамики. Напишите математическое выражение первого закона термодинамики.

5. Сформулируйте первый закон термодинамики для изохорного процесса (V = const).

6. Сформулируйте первый закон термодинамики для изобарного процесса (Р=const).

7. Какая связь существует между внутренней энергией и энтальпией системы? Единицы измерения этих величин.

8. Следствием какого закона является первый закон термодинамики?

9. Напишите первое математическое выражение закона Гесса.

10. Напишите второе математическое выражение закона Гесса.

11. Сформулируйте закон Гесса.

12. Сформулируйте следствие из закона Гесса.

13. Чему равна энтальпия образования простого вещества?

14. Определить, что есть стандартная энтальпия образования вещества .

15. Какие формулировки первого закона термодинамики вы знаете?



Тема II. Термохимия

План

1. Основные понятия раздела «термохимия»

2. Стандартная энтальпия образования

3. Следствия из закона Гесса

4. Повторим еще раз

1. Основные понятия раздела «термохимия»

Термохимия - это раздел термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических реакций.

Закон Гесса является основным законом термохимии (1840 г.) логически вытекает из первого принципа термодинамики:

Тепловой эффект химической реакции системы не зависит от механизма протекания реакции, а зависит лишь от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции (при условии V=const; P=const).

Проиллюстрируем данное утверждение на примере.

Так, процесс образования оксида карбона (IV) может быть получен двумя способами.

Первый способ (прямое окисление графита):

Второй способ ( более сложный, состоит из двух стадий):

Первая стадия: окисление графита до оксида карбона (II)

,

Вторая стадия: окисление оксида карбона (II) до оксида карбона (IV)

Более наглядно графическое выражение этих процессов:



Рис.4

Поскольку внутренняя энергия является составляющей энтальпии, то абсолютное значение энтальпии системы (или какого-либо вещества),также как и абсолютное значение внутренняя энергии, неизвестно. Поэтому энтальпию вещества характеризуют стандартными энтальпиями образования и сгорания.

2. Стандартная энтальпия образования

Н0298(обр) (стандартная энтальпия образования) - это теплота реакции образования сложного вещества из простых веществ (или элементов) при стандартных условиях. Например, стандартная энтальпия образования диоксида карбона (сложное вещество).

равняется

- изменении энтальпии образования 1 моль диоксида карбона из простых веществ карбона (С) и кислорода (О2) во время химического взаимодействия при стандартных условиях.

Ее определяют экспериментально и приводят в таблице (табл.2)

Н0обр простых веществ равно нулю (в устойчивых агрегатных состояниях).

Существуют четкие зависимости между значениями Н0обр,298 вещества и его устойчивостью. Если Н0обр,298< 0, то это вещество устойчивее, чем простые вещества, с которых оно образовалось. Если Н0обр,298> 0, то это вещество менее устойчивое, чем простые вещества, что образовали его.

Формула оксидов IIВ группы	ZnO	CdO	HgO
Н0обр,298, кДж/моль	-350	-260	+90,9
Устойчивость соединений против разложения	смещение устойчивости

Таблица 2.Стандартные термодинамические функции некоторых веществ при 298К:

Речовина	Фазовий стан	кДж/моль	кДж/моль	Дж/(моль К)
1	2	3	4	5
AI	к	0	0	42,7
AI2О3	к	-1669,8	-1582,0	50,9
Al2(S04)3	к	-3434	-3091,9	239,2
ВаО	к	-556,6	-528,4	70,3
ВаСОз	к	-1202,0	-1138,8	112,1
ВеО	к	-598,7	-581,6	14,1
ВеСОз	к	-981,6	-944,8	199,4
С(графит)	к	0	0	5,7
СаО	к	-635,5	604,2	39,7
СаСО3	к	-1207,0	-1127,7	88,7
Са (0H)2	к	-986,2	-896,76	83,4
Са3 (P04)2	г	-4125,0	-3899,5	240,9
СО	г	-110,5	-137,3	197,9
CO2	г	-393,5	-394,4	213,6
СОСl2	г	-220,3	-266,9	283,9
СН4	г	-74,8	-50,7	186,2
С2Н6	г	-82,9	-32,9	229,5
С6Н6	ж	+49	+124,5	173,2
С2Н2	г	+226,8	+209,2	200,8
С2Н4	г	+52,3	+68,1	219,4
СН3ОН	ж	-238,7	-166,3	126,8
C2H5OH	ж	-227,6	-174,8	160,7
C2H5OH	г	-235,3	-	-
С6Н12О6	к	-1273,0	-919,5	-
СS2	ж	+115,3	+65,1	237,8
Сl2	г	0	0	222,9
Cu	к	0	0	33,3
CuO	к	-162,1	-129,9	42,6
Cu(NO3) 2	к	-307,11	-114,22	193,3
Сг2О3	к	-1141,0	-1046,8	81,1
Fe	к	0	0	27,2
FeO	к	-264,8	-244,3	60,8
Fe2O3	к	-822,1	-740,3	87,4
Fe3O4	к	-1117,1	-1014,2	146,2
H2	г	0	0	130,6
H2O	г	-241,8	-238,6	188,7
H2O	ж	-285,8	-237,2	69,9
H2O2	ж	-187,4	-117,6	105,9
HCl	г	-92,3	-95,2	186,7
H2S	г	-20,2	-33,8	205,6
H2SO4	ж	-811,3	-742,0	156,9
Hg	к	0	0	76,1
Hg2Cl2	к	-264,8	-210,7	195,8
HgCl2	к	-230,1	-185,8	144,4
KCl	к	-435,9	-408,0	82,6
КНSO4	к	-1158,1	-1043,5	187,9
К2SO4	к	-1433,4	-1316,4	175,7
КNO3	к	-492,7	-393,1	133,0
MgO	к	-601,2	-569,6	26,9
MgCO3	к	-1096,2	-1029,3	65,7
N2	г	0	0	191,5
NH3	г	-46,2	-16,7	192,5
NH4NO3	к	-365,4	-183,8	151
NH4Cl	к	-315,4	-203,7	94,5
NO	г	+90,4	+86,7	210,2
N2O	г	+81,6	+103,6	220,0
NO2	г	+33,5	+51,5	240,2
N2O4	г	+94,0	+98,3	304,3
N2O3	г	+83,8	+307,0	140,5
NaH	к	-57,0	-	-
NaOH	к	-469,5	-377,0	64,2
NaCl	к	-410,9	-384	72,4
NaF	к	-	-541,0	-
Ni	к	0	0	29,87
NiO	к	-239,7	-211,6	38,0
O2	г	0	0	205,0
PH3	г	+5,4	+13,4	210,23
P2O5	к	-1492,0	-1348,8	114,5
POCl3	ж	-597,1	-521,3	222,5
PCl5	г	-277	-286,3	352,7
PCl3	г	-369,4	-324,6	311,6
Pb	к	0	0	64,9
PbO	к	-219,3	-189,1	66,1
PbO2	к	-276,6	-219	76,4
PbCl2	к	-359,8	82,6	-408,0
S(ромб)	к	0	0	31,9
SO2	г	-296,9	-300,2	248,1
SO3	г	-395,2	-370,4	256,2
Si	к	0	0	18,8
SiO2	к	-910,9	-856,7	41,8
SnO2	к	-580,8	-519,65	52,3
SrO	к	-590,4	-559,8	54,4
SrCO3	к	-1221,3	-1137,6	97,1
Ti	к	0	0	30,7
TiO2	к	-943,9	-888,5	50,3
Zn	к	0	0	41,63
ZnO	к	-350,6	-320,7	43,6

Примечание. к- кристаллическое состояние, г- газовое состояние, ж-жидкое состояние.

Энтальпии многих реакций не поддаются экспериментальному определению, так как их проведение в лабораторных условиях невозможно. Например, в лабораторных условиях невозможно определить энтальпию образования этанола, так как его невозможно синтезировать из атомов С, Н, О. Энтальпии подобных реакций могут быть вычислены по известным энтальпиям других реакций с помощью одного из следствий закона Гесса.

3. Следствия из закона Гесса

Тепловой эффект химической реакции может быть найден, как разность между суммой теплот образования продуктов реакции и суммой теплот образования исходных веществ, с учетом стехиометрических коэффициентов.

с учетом стехиометрических коэффициентов.

- греческая буква сигма, обозначающая математическую операцию суммирования.

Например, нужно определить тепловой эффект химической реакции

Решение:

Запишем следствие из закона Гесса в общем виде:

(1)

Запишем следствие из закона Гесса для реакции:

 (2)

Значения стандартных энтальпий образования веществ находим по таблице 2.

Подставим числовые значения в уравнение (2)

Не только химические, но и физико-химические процессы могут сопровождаться выделением или поглощением теплоты (рис 5).



Рис. 5

4. Повторим еще раз

1. Химическая термодинамика - раздел химии, который изучает переходи энергии с одной формы в другую при химических процессах (I-й закон термодинамики) и устанавливает направление и границы их самопроизвольного протекания при данных условиях (II -й закон термодинамики).

2. Первый закон термодинамики: (математическая формула)

Q-теплота, ДU- изменение внутренней энергии, РДV- работа расширения

3. Первый закон термодинамики для изохорного процесса (V=const):



4.Первый закон термодинамики для изобарного процесса (Р=const):

Экзотермическая реакция . Эндотермическая реакция

5. Н0обр,298 (стандартная энтальпия образования) - это теплота реакции образования сложного вещества, например, СО2 из простых веществ карбона и кислорода (или элементов) при стандартных условиях.

В

- стандартная энтальпия образования простых веществ равна нулю.

6. Вывод из закона Гесса

Тепловой эффект химической реакции может быть найден, как разность между суммой теплот образования продуктов реакции и суммой теплот образования исходных веществ, с учетом стехиометрических коэффициентов.

Задачи для самоконтроля!

1. Запишите термохимическое уравнение реакции образования 1 моля вещества и рассчитайте тепловой эффект. К какому типу реакций (по тепловому эффекту и агрегатному состоянию веществ) относятся реакции:

а) фторида кальция из оксида кальция и фтороводорода;

б) карбоната кальция из гидроксида кальция и углекислого газа;

в) оксида углерода (II) из углекислого газа и водорода;

г) нитрата аммония из аммиака оксида азота (V) и воды;

д) хлорида магния из оксида магния и хлороводорода.

е) углекислого газа из метана (СН4) и кислорода

ж) углекислого газа из этана (С2Н6) и кислорода

з) углекислого газа из этилена (С2Н4) и кислорода

и) углекислого газа из ацетилена (С2Н2) и кислорода

2. Какое количество тепла выделится или поглотится

а) при образовании 39 мг фторида кальция из оксида кальция и фтороводорода;

б) при образовании 200 г карбоната кальция из гидроксида кальция и углекислого газа;

в) при образовании 100 моль оксида углерода (II) из углекислого газа и водорода;

г) при образовании 158 кг нитрата аммония из аммиака оксида азота (V) и воды;

д) при образовании 285 г хлорида магния из оксида магния и хлороводорода.

е) при образовании 20 моль углекислого газа из метана (СН4) и кислорода

ж) при образовании 5 моль углекислого газа из этана (С2Н6) и кислорода

з) при образовании 0,1 моль углекислого газа из этилена (С2Н4) и кислорода

и) при образовании 0,05 моль углекислого газа из ацетилена (С2Н2) и кислорода

Размещено на Allbest.ru