Химических процессов

 

План:

1. Закон сохранения массы вещества и энергии, как две составные части закона сохранения материи.

2. Внутренняя энергия системы. Энтальпия.

3. Термохимия, термохимические законы.

В 1748 г. М.В. Ломоносов сформулировал закон сохранения массы веществ, а в 1756 г. экспериментально доказал этот закон. В настоящее время закон сохранения массы веществ формулируется так: «Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции».

Zn + 1/2O ZnO

6,54г + 1,60г 8,14г

В 1843г. (почти 100 лет спустя) немецкий физик Мейер, англ. физик Джоуль и нем. физиолог Гельмгольц доказали экспериментально и сформулировали закон сохранения энергии: «Энергия не возникает из ничего и не исчезает бесследно, но отдельные ее виды могут переходить друг в друга по строго эквивалентным соотношениям».

Например: при зарядке аккумулятора электрическая энергия превращается в химическую, а при разрядке аккумулятора – наоборот, химическая – в электрическую.

До начала ХХ века эти два закона (сохранения массы веществ и энергии) рассматривались отдельно друг от друга. Когда было доказано , что энергия обладает массой (Лебедев, 1900)эти два закона объединили в единый закон природы – закон сохранения материи: общее количество вещества (а вещество это вид материи) до и после реакции остается неизменным , происходит лишь превращение одной формы материи в другую.

Раздел науки, изучающий переходы энергии из одной формы в другую, от системы к системе, а так же энергетические изменения при разных физических и химических процессах называется термодинамикой.

Объектом изучения в термодинамике является система. Системой называется совокупность веществ, находящихся во взаимодействии и обособленных от окружающей среды. Напр., это раствор в колбе, смесь газов в баллоне и др. В зависимости от характера взаимодействия системы с окружающей средой различают: открытые, закрытые и изолированные системы.

1.Открытая система – происходит обмен энергии и вещества с другими системами и окружающей средой.

2.Закрытая система – осуществляется обмен энергией, но не веществом.

3.Изолированная система – обмен энергией и веществом с внешней средой полностью исключён.

Состояние системы характеризуется термодинамическими параметрами T, V, P.

Если процессы происходят при const:

T-изотермический,V-изохорический,P-изобарический.

К важнейшим величинам, характеризующим химические системы, относятся: внутренняя энергия (U), энтальпия (H),энтропия (S), энергия Гиббса(G).

Все эти величины представляют собой функции состояния, т.е. зависят только от состояния системы, но не от способа, которым это состояние достигнуто.

Внутренняя энергия системы – это полная энергия системы, складывающаяся из кинетической и потенциальной энергии частиц системы (это поступательные и вращательные движения молекул, колебательные движения атомов внутри молекул, движение электронов в атоме), кроме потенциальной и кинетической энергии системы в целом. Каждая система имеет внутреннюю энергию (U) , её измерить нельзя. Протекание химической реакции сопровождается изменением внутренней энергии, которая равна U-U=U (1 – начальное состояние, 2 – конечное состояние).

Теплота, подведенная к системе, расходуется на увеличение внутренней энергии и на совершение работы системы против внешних сил.

Q=U+A (I), где А- работа. A=pV .

U=Q-A=Q-pV(II). V=V- V

Уравнение (II) выражает первое начало термодинамики, согласно которому: изменение внутренней энергии равно теплоте, сообщенной закрытой системой извне, за вычётом работы, произведённой системой против внешних сил.

Первое начало термодинамики является формой выражения закона сохранения энергии.

 

Химические реакции могут протекать в условиях:

1. Т, V – const (изохорно-изотермический процесс).

=0, тогда А=0, а

То есть теплота, подведенная к системе идет на изменение внутренней энергии.

2. Т, P – const (изобарно-изотермический процесс)

Q=U+A=U+pV= U-U+p(V- V)= U-U+pV- pV= (U+ +pV)-( U+ pV)

Сумму U+pV называют энтальпией системы и обозначают буквой H: H=U+pV.

Подставив энтальпию в выражение , имеем , то есть теплота, подведенная к системе при const давления, расходуется на изменение энтальпии системы.

Энтальпию измерить нельзя ,как и внутреннюю энергию, но можно найти изменение энтальпии(H) при переходе системы из одного состояния в другое.

Измеряется H в стандартных условиях и обозначается кДж/моль.

Раздел химии, посвященный количественному изучению тепловых эффектов реакций, называется термохимией.

Химические уравнения, в которых указаны тепловые эффекты, называются термохимическими.

Реакции, идущие с выделением тепла – экзотермические, а с поглощением тепла – эндотермические.

1. В экзотермических реакциях H> H, поэтому H–H= - H

A+B ® AB + Q (-H)

Например.Zn(к)+HSO® Zn SO(ж) + H(г)+143,0 кДж

=-143,0 кДж

2. В эндотермических реакциях H< H, поэтому

H–H=+H C+Д®A-Q (+H)

Например, N(г)+О(г) ®2NO(г)-180,5 кДж

=180,5 кДж

Особенности термохимических уравнений:

1. В уравнениях допускаются дробные коэффициенты, так как энтальпию относят к одному молю вещества.

2. В уравнениях указываются агрегатные состояния веществ, так как от агрегатного состояния зависит энтальпия реакции.

Например:

Разница в 44 кДж – это энтальпия перехода из одного агрегатного состояния в другое.

Изменение энтальпии химической реакции обратно по знаку тепловому эффекту реакции (P –const).

Найдены эльтапии различных процессов: нейтрализации, испарения, образования, сгорания и др.

Тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ в стандартных условиях называют теплотой образования или энтальпией образования ().

Например,=

Энтальпию образования простых веществ, устойчивых в стандартных условиях, принимают равной нулю

В основу всех термохимических расчетов положены законы: Лавуазье – Лапласа (1780-1784) и Г.И. Гесса (1840).

Закон Лавуазье – Лапласа гласит: теплота разложения сложного вещества на простые вещества равна теплоте его образования из тех же веществ, взятой с обратным законом.

AB ® A+B + Q

A+B ® AB - QQ= Q CaO(т)®Ca(т)+1/2O(г)-635.5 кДж/моль

Ca(т)+ 1/2O(г)®CaО (т)+635.5 кДж/моль

Закон Гесса является частым случаем закона сохранения энергии: тепловой эффект химической реакции зависит только от начального и конечного состояния веществ и не зависит от промежуточных стадий реакции.

Образование Ви Ввозможно:

1. Непосредственно из Аи А(тепловой эффект ∆Н).

2. Через промежуточные стадии, тепловые эффекты которых

∆Н, ∆Н, ∆Н.

3. Через промежуточные стадии, тепловые эффекты которых ∆Н, ∆Н, ∆Н.

Согласно закону: ∆Н=∆Н+ ∆Н+∆Н=∆Н+∆Н+∆Н

Например. Реакцию нейтрализации HSOраствором NaOH можно проводить:

1. В одну стадию:®

2. Через промежуточные стадии:

а) ®

б) ®

Суммарный тепловой эффект в обоих случаях одинаковый.

В термохимических расчетах большое значение имеют следствия из закона Гесса.

Первое следствие из закона Гесса:

Тепловой эффект химических реакций равен сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ.

Вычисления проводятся с учетом стехиометрических коэффициентов перед веществами в уравнении реакции.

Например. Вычислить энтальпию данной реакции и решить вопрос эндо- или экзотермической является реакция.

Из таблицы берем энтальпии веществ:

Реакция экзотермическая, т.к. ∆Н = -802,2 кДж.

Второе следствие из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции равен сумме энтальпий сгорания исходных веществ за вычетом суммы энтальпий сгорания продуктов реакции.

Вычисления проводятся с учетом стехиометрических коэффициентов перед веществами в уравнении реакции.

Энтальпия сгорания – тепловой эффект реакции окисления кислородом элементов, входящих в состав вещества, до образования высших оксидов.

Третье следствие из закона Гесса: тепловой эффект перехода вещества из одного агрегатного состояния в другое равен разности между энтальпиями в одном и другом агрегатных состояниях. Например:

+

+

Разница в 44 КДж/моль – теплота перехода жидкой воды в пар и наоборот.