Реферат: Энергетика химических реакций
Название: Энергетика химических реакций Раздел: Рефераты по химии Тип: реферат | ||||||||||||||||||||
I. Химическая термодинамика – это раздел физической химии, которая изучает превращения различных видов энергии при химических реакциях, процессах растворения, кристаллизации. Химическая термодинамика исследует возможности и границы самопроизвольного протекания физических процессов. Объектом изучения в термодинамике является термодинамическая система , под которой понимают условно выделенную из пространства совокупность тел, между которыми возможен масса- и теплообмен. Системы, которые могут обмениваться с окружающей средой и энергией и веществом называются открытыми . Системы, которые обмениваются только энергией, называются закрытыми . Если между средой и системой отсутствует и тепло- и массообмен – это изолированная система . Различают также гомогенные системы, состоящие из одной фазы и гетерогенные , состоящие из нескольких фаз. Реакции, которые протекают на границе раздела фаз – гетерогенные . Совокупность свойств системы называется состоянием системы . Одна и та же система может находиться в различных состояниях. Каждое состояние характеризуется определённым набором значений термодинамических параметров. Параметры, описывающие состояние системы, называются параметрами состояния . Они делятся на интенсивные и экстенсивные. Интенсивные не зависят от размера системы, а зависят от температуры и давления, экстенсивные зависят от массы и объёма. Изменение одного из параметров приводит к изменению состояния в целом. Состояние системы называется равновесным , если параметры системы во времени самопроизвольно не изменяются. Неравновесная система – параметры во времени изменяются. Состояние системы и происходящие в ней изменения определяются так же с помощью функций состояния. Функции состояния – внутренняя энергия, энтропия, изобарный, изотермический потенциал. Переход системы из 1-го состояния во 2-ое называется процессом . 1. – изотермический процесс 2. – изохорный процесс 3. – изобарный процесс Основной функцией состояния системы является её полная энергия, которая является суммой 3-х состояний: кинетическая энергия движущейся системы, потенциальная энергия обусловленная воздействием на систему внешних силовых полей, внутренняя энергия. При термодинамическом описании системы , ; и включает в себя энергию всех форм движения молекул, атомов, электронов; энергию межмолекулярного взаимодействия; внутреннюю атомную и внутреннюю ядерную энергию. Экспериментально внутреннюю энергию определить нельзя, можно определить лишь её изменение : . II. Если система обменивается с внешней средой тепловой энергией и механической энергией (работой) и переходит из 1-го состояния во 2-ое, то согласно 1-му началу термодинамики – количество энергии, которое выделяется или поглощается системой в виде теплоты и работы , равно изменению полной энергии системы , т.е. при переходе из 1-го состояния во 2-ое: . Для изохорного процесса (при ) тепловой эффект реакции при температуре T соответствует изменению внутренней энергии системы в ходе реакции: . Для изобарного процесса (): , следовательно или , откуда получаем . Функция обозначается через и называется энтальпия. Энтальпия – есть функция состояния системы, имеет размерность энергии. III. Сущность химических реакций сводится к разрыву связей в исходных веществах и образованию связей в продуктах реакции. Т.к. образование связей протекает с выделением энергии, а разрыв с поглощением энергии, то химические реакции сопровождаются энергетическими эффектами. Раздел термодинамики, который изучает тепловые эффекты химических реакций, называется термохимией . Энергия, которая выделяется и поглощается, называется тепловым эффектом химической реакции. Если прочность связей в продуктах реакции больше чем в реагентах, то выделяется энергия в виде теплоты . Процессы, протекающие с выделением теплоты называются экзотермическими , а с поглощением – эндотермическими . Тепловой эффект эндотермической реакции считают положительным «+» (поглощение тепла), а экзотермической – отрицательным «−» (выделение тепла). Тепловой эффект в изобарных условиях определяется изменением энтальпии , в изохорных условиях – изменением внутренней энергии , т.е. для экзо- , , для эндо- , для . Величины и сильно различаются только для систем, в которых вещества в газообразном состоянии. Для систем, в которых вещества находятся в конденсированном состоянии изменение объёма в ходе реакции мало, т.е. , тогда ; . При термомеханическом описании реакции опускают , , говорят только об изменении энтальпии : Закон Гесса : тепловой эффект химической реакции протекающий или при или при не зависит от числа промежуточных стадий, а определяется лишь конечным и начальным состоянием системы. Тепловой эффект реакции зависит от природы регентов и продуктов реакции, их агрегатного состояния, условия проведения реакции, а также от количества, участвовавшего в реакции. Поэтому тепловой эффект принято относить к 1-му моль вещества и определять его в стандартных условиях: , , . При термохимических расчётах важными являются () – это тепловой эффект реакций образования вещества из простых веществ. По величинам и знакам энтальпии можно судить об устойчивости соединения относительно его распада на простые вещества. Если , то соединение более устойчиво, чем простые вещества, из которых оно образовано. Стандартный тепловой эффект химической реакции равен сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакций за вычетом суммы стандартных энтальпий образования реагентов с учётом стехиометрических коэффициентов: =[Дж/моль] – эндотермический процесс, – экзотермический процесс – для простых веществ С термохимическими уравнениями можно проводить любые математические действия. 3) 1) 2) – по закону Гесса Тепловой эффект изменяется с изменением температуры в соответствии с законом Кирхгофа: , где – разность между ∑ теплоёмкостей продуктов реакций за вычетом реагентов. Теплоёмкость , которая необходима для нагревания определённого количества вещества на 1К, если относится к 1 молю – молярная , к 1 кг – удельная . припри IV. Реакцию, идущую саму по себе (без помощи извне) называют самопроизвольной . Некоторые самопроизвольные реакции являются эндотермическими. NeAr Два газа разделены перегородкой, если ее убрать начнется самопроизвольный процесс взаимодиффузии . Система, состоящая из различных молекул, в разных сосудах более упорядочена, чем смесь разных молекул в одном сосуде, т.е. все самопроизвольные изменения заключаются в переходе из упорядоченного состояния частиц в менее упорядоченное. Степень беспорядка или неупорядоченность в системе характеризуется состоянием системы называемом энтропией . Энтропия – функция меры беспорядка , она связана с термодинамической вероятностью реализации данного состояния вещества: , где – постоянная Больцмана, – термодинамическая вероятность, т.е. число возможных микросостояний, соответствующих данному макросостоянию вещества. – стандартная энтропия, – её изменение. В изолированных системах изменение энтропии служит критерием определяющим направление процесса. 2-ое начало термодинамики : В изолированных системах самопроизвольно протекают те процессы и реакции, в ходе которых энтропия возрастает. Процессы, для которых – расширение газов, фазовые превращения (их же в газ), процессы растворения, плавление, кипение, диссоциация соединений, нагревание. Процессы, для которых – сжатие газов, конденсация, кристаллизация, охлаждение. Если в ходе реакции объём возрастает, то . возрастает В ряде однотипных соединений возрастает по мере усложнения атомов, входящих в состав соединений: ; по мере усложнения состава молекулы: . , т.е. усложняется состав В отличие от энтальпии и внутренней энергии для чистых веществ можно определить абсолютное значение энтропии . Энтропия, определяемая в стандартных условиях (, ) называется стандартной . – для простых веществ. Изменение энтропии в ходе химической реакции определяется как продуктов реакции за вычетом исходных реагентов с учётом стехиометрических коэффициентов: . Изменение энтропии в ходе реакции образования соединений из простых веществ называют энтропией образования . V. Только для изолированной системы, у которой нет обмена энергией с окружающей средой, энтропия является единственным фактором, определяющим возможность протекания процессов. На практике обычно системы закрытые, в которых изменяется внутренняя энергия и совершается работа против внешних сил. Для таких систем критерием направления протекания процесса является не только стремление системы перейти в состояние с наибольшей термодинамической вероятностью, но и стремление системы перейти в состояние с наименьшей энергией, т.е. выделить теплоту в окружающую среду. Стремление среды к увеличению энтропии называется энтропийным фактором . Стремление системы получить внутреннюю энергию называется энтальпийным фактором . Суммарный эффект этих двух противоположно действующих факторов в условиях при находит отражение в изменении энергии Гиббса (изобарно-изотермический потенциал ): и в условиях находит отражение в изменении энергии Гельмгольца (изохорно-изотермический потенциал ): . Поскольку , то . и являются функциями состояния системы. Для процессов в конденсированных средах в ходе реакции , тогда . образования 1-го моль соединения из простых веществ, называется , стандартная . Изменение энергии Гиббса в ходе химической реакции равно сумме энергий Гиббса продуктов реакции за вычетом суммы энергий Гиббса реагентов с учётом стехиометрических коэффициентов: . – для простых веществ Величина и знак определяют возможность самопроизвольного протекания процесса. Самопроизвольно в направлении образования продуктов реакции протекают только те реакции, в ходе которых происходит уменьшение . Реакция идёт в направлении пока (система равновесия). Если , то в данных условиях реакция самопроизвольно протекать не будет.
В открытых системах изменение внутренней энергии происходит не только в результате получения или отдачи теплоты и совершения работы, но и за счёт изменения масс, входящих в систему компонентов. Все свойства открытых систем и ΔG будут зависеть от количества каждого компонента: , где – химический потенциал, энергия Гиббса отнесённая к 1-му молю вещества, – изменённое количество вещества системы Если в системе – компонентов, то : – самопроизвольное протекание процессов в открытой системе – состояние равновесия – процессы не протекают Химический потенциал – функция состояния. В условиях определяется изменением энергии Гиббса : . Вопросы для самоконтроля 1. Термодинамические системы: открытые, закрытые, изолированные; гомогенные, гетерогенные. 2. Параметры системы. 3. Функции состояния системы: внутренняя энергия, энтальпия, энтропия, химический потенциал, изобарно- и изохорно-изотермический потенциал. 4. Изобарные, изохорные, изотермические процессы. 5. Первое (закон сохранения энергии) и второе начало термодинамики. 6. Тепловой эффект реакции. Стандартная теплота образования вещества. |