Сборник задач и упражнений по химии - 32 стр.

UptoLike

ВУЗ: 

ТГТУ | Тамбов

Составители: 

Рубрика: 

4. ЭЛЕМЕНТЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ.
ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА.
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
4.1. ТЕРМОХИМИЯ. ЗАКОНЫ ТЕРМОХИМИИ
Науку о взаимных превращениях различных видов энергии называют термодинамикой. Термодинамика
устанавливает законы этих превращений, а также направление самопроизвольного течения различных процес-
сов в данных условиях.
При химических реакциях происходят глубокие качественные изменения в системе, перестройка элек-
тронных структур взаимодействующих частиц. Эти изменения сопровождаются поглощением или выделением
энергии. В большинстве случаев этой энергией является теплота. Раздел термодинамики, изучающий тепловые
эффекты химических реакций, называют термохимией. Реакции, которые сопровождаются выделением тепло-
ты, называют экзотермическими, а те, которые сопровождаются поглощением теплоты, – эндотермическими.
Теплоты реакций являются, таким образом, мерой изменения свойств системы, и знание их может иметь боль-
шое значение при определении условий протекания тех или иных реакций.
При любом процессе соблюдается закон сохранения энергии как проявление, более общего закона приро-
ды – закона сохранения материи. Теплота 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 враща-
тельного движения молекул, энергию внутримолекулярных колебаний атомов и атомных групп, энергию дви-
жения электронов, внутриядерную энергию и т.д. Внутренняя энергия – полная энергия системы без потенци-
альной энергии, обусловленной положением 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 энергии. 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 начального 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 системы. 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-изотермического 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 свойст-
во функции состояния и не зависит от пути, по которому протекает процесс. Отсюда теплота реакции в изобар-
но-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 тепло-
та реакции в изохорно-изотермическом процессе (V = const; Т = сonst), при котором
∆V = 0, равна изменению
внутренней энергии системы:
Q
V
= ∆U.

Страницы