Составители:
Рубрика:
1. ОСНОВНЫЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ПРОТЕКАНИЯ
ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
1.1. Энергетика химических реакций
К важнейшим величинам, характеризующим химические сис-
темы, относятся внутренняя энергия U, энтальпия Н, энтропия S, и
энергия Гиббса S (изобарно-изотермический потенциал). Все эти
величины являются функциями состояния системы, т.е. зависят
только от состояния системы, а не от способа, которым это состояние
достигнуто.
Протекание химической реакции сопровождается изменением
внутренней энергии реагирующих систем. Если внутренняя энер-
гия системы уменьшается (∆U < 0), то реакция протекает с выделением
энергии (экзотермические реакции). Если внутренняя энергия
возрастает (∆U > 0), то процесс сопровождается поглощением
энергии из внешней среды (эндотермические реакции).
Если в результате протекания химической реакции система по-
глотила количество теплоты Q и совершила работу W, то изменение
внутренней энергии ∆U определяется уравнением:
∆U = Q-W.
Согласно закону сохранения энергии. ∆U зависит только от
начального и конечного состояния системы, но не зависит от спо-
соба осуществления процесса (реакции). Напротив, величины Q и
W при разных Способах осуществления процесса будут различать-
ся: функцией состояния является только разность этих величин, но
не каждая их них в отдельности. Функции U, Q и W измеряются в
джоулях (Дж) или килоджоулях (кДж).
Если реакция протекает при постоянном объеме (∆V = 0, изо-
хорный процесс), то работа расширения системы (W = P∆V) равна
нулю. Если при этом не совершаются другие виды работы (напри-
мер, электрическая), то ∆U = Q
v
, где Q
v
- тепловой эффект реакции,
протекающей при постоянном объеме.
Химические реакции чаще всего протекают при постоянном
давлении Р (∆Р = 0, изобарный процесс). В подобных случаях
удобнее пользоваться не внутренней энергией U, а энтальпией Н,
которая определяется соотношением:
H = U + P∆V.
1
1. ОСНОВНЫЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ПРОТЕКАНИЯ
ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
1.1. Энергетика химических реакций
К важнейшим величинам, характеризующим химические сис-
темы, относятся внутренняя энергия U, энтальпия Н, энтропия S, и
энергия Гиббса S (изобарно-изотермический потенциал). Все эти
величины являются функциями состояния системы, т.е. зависят
только от состояния системы, а не от способа, которым это состояние
достигнуто.
Протекание химической реакции сопровождается изменением
внутренней энергии реагирующих систем. Если внутренняя энер-
гия системы уменьшается (∆U < 0), то реакция протекает с выделением
энергии (экзотермические реакции). Если внутренняя энергия
возрастает (∆U > 0), то процесс сопровождается поглощением
энергии из внешней среды (эндотермические реакции).
Если в результате протекания химической реакции система по-
глотила количество теплоты Q и совершила работу W, то изменение
внутренней энергии ∆U определяется уравнением:
∆U = Q - W .
Согласно закону сохранения энергии. ∆U зависит только от
начального и конечного состояния системы, но не зависит от спо-
соба осуществления процесса (реакции). Напротив, величины Q и
W при разных Способах осуществления процесса будут различать-
ся: функцией состояния является только разность этих величин, но
не каждая их них в отдельности. Функции U, Q и W измеряются в
джоулях (Дж) или килоджоулях (кДж).
Если реакция протекает при постоянном объеме (∆V = 0, изо-
хорный процесс), то работа расширения системы (W = P∆V) равна
нулю. Если при этом не совершаются другие виды работы (напри-
мер, электрическая), то ∆U = Qv, где Qv - тепловой эффект реакции,
протекающей при постоянном объеме.
Химические реакции чаще всего протекают при постоянном
давлении Р (∆Р = 0, изобарный процесс). В подобных случаях
удобнее пользоваться не внутренней энергией U, а энтальпией Н,
которая определяется соотношением:
H = U + P∆V.
1
