Сборник задач и упражнений по химии. Лебедева М.И - 37 стр.

UptoLike

ВУЗ: 

ТГТУ | Тамбов

Составители: 

Рубрика: 

При химических реакциях происходят глубокие качественные измене-
ния 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, назы-
вают термохимией. Реакции, которые сопровождаются выделением тепло-
ты, называют экзотермическими, а те, которые сопровождаются поглоще-
нием 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 ре-
акций.
При любом процессе соблюдается закон сохранения энергии как про-
явление, более общего закона природы – закона сохранения материи. Теп-
лота Q поглощается системой, идет на изменение ее внутренней энергии
∆
U и на совершение работы А:
Q = ∆U + A. (4.1.1)
Внутренняя энергия системы U – это общий ее запас, включающий
энергию поступательного и вращательного движения молекул, энергию
внутримолекулярных колебаний атомов и атомных групп, энергию движе-
ния электронов, внутриядерную энергию и т.д. Внутренняя энергия – пол-
ная энергия системы без потенциальной энергии, обусловленной положе-
нием 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 энер-
гии. Внутренняя энергия, как и любой вид энергии, является функцией со-
стояния, т.е. ее изменение однозначно определяется начальным и конечным
состоянием системы и не зависит от пути перехода, по которому протекает
процесс:
∆U = U
2
– U
1
,
где ∆U – изменение внутренней энергии системы при переходе от началь-
ного состояния U
1
в конечное U
2
.
Если U
2
> U
1
, то ∆U > 0. Если U
2
< U
1
, то ∆U < 0.
Теплота и работа функциями состояния не являются, ибо они служат
формами передачи энергии и связаны с процессом, а не с состоянием сис-
темы. При химических реакциях А – это работа против внешнего давления,
т.е. в первом приближении:
А = Р ∆V,
где ∆V – изменение объема системы (V
2
– V
1
).
Так как большинство химических реакций протекает при постоянном
давлении и постоянной температуре, то для изобарно-изотерми-ческого
процесса (Р = const, T = const) теплота:
Q
p
= ∆U + Р ∆V;
Q
p
= (U
2
– U
1
) + Р (V
2
– V
1
); Q
p
= (U
2
+ РV
2
) – (U
1
+ РV
1
).
Сумму U + РV обозначим через Н, тогда:
Q
p
= H
2
– H
1
= ∆H.
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 изо-
барно-изотермическом процессе Q
р
равна изменению энтальпии системы ∆
Н (если единственным видом работы является работа расширения):
Q
p
= ∆H.
Энтальпия, как и внутренняя энергия, является функцией состояния;
ее изменение (
∆H) определяется только начальным и конечным состоянием
системы и не зависит от пути перехода. Нетрудно видеть, что теплота реак-
ции в изохорно-изотермическом процессе (V = const; Т = сonst), при кото-
ром
∆V = 0, равна изменению внутренней энергии системы:

Страницы