17. Химическая термодинамика. Энергетика химических реакций. Стандартные термодинамические величины.

Химическая термодинамика – это наука, изучающая превращения одних видов энергии и работы в другие химические превращения.

В качестве ТД-х параметров в химич ТД используют: давление в Па, объём в м^3, теплоёмкость.

Набор параметров определяет сост-е системы. Системой называется тело или группа тел, находящихся во взаимодействии с окружающей средой и мысленно обособляемых от нее.

В хим ТД исользуют след-е процессы: изохорный(V-const), изобраный(P-const),адиабатный(Q=0), изотермический(T=const), изохороизобарный

Хим реакции протекают с выделением или поглащением энергии. Она поглащ/ выделяется в виде тепла.

В любом процессе соблюдается закон сохранения энергии: ∆U= ∆Q- ∆A

Это соотношение называется первым началом термодинамики и означает, что если к системе подводится теплота Q, то она расходуется на изменение внутренней энергии ΔU и на совершение работы A.

Согласно 1 Н ТД изм-е внут эн-и не зависит от способа проведения процесса, а опред-ся только начальным и конечным сост-ем системя.

Работа обычно совершается при расширении системы против внешнего давления и при постоянном давлении равна  A=PΔV. Поэтому первое начало термодинамики можно записать в виде: Величина H=U+PV называется энтальпией. энтальпия - это та энергия, которая доступна для преобразования в теплоту при определенных температуре и давлении.

Реакции, протекающие с выделением эн-и – экзотермически (∆H<0, ∆Q>0), а с поглащением – эндотермические(∆Н>0)

Термодинамическими величинами  (изменение энтальпии, энтропии и энергии Гиббса при образовании, мольная теплоёмкость) называют физические величины, применяемые при описании состояний и процессов в термодинамических системах. Термодинамика рассматривает эти величины как некоторые макроскопические параметры и функции, присущие системе, но не связанные с её микроскопическим устройством. 

18. Закон Гесса и его следствие. Химико-термодинамические расчеты.

Энергия, которая выделяется и поглощается, называется тепловым эффектом химической реакции. 

Закон Гесса — основной закон термохимии, который формулируется следующим образом:

Тепловой эффект химической реакции, проводимой в изобарно-изотермических или изохорно-изотермических условиях, зависит от начального и конечного состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от промежуточных стадий. ΔH=ΔH₁+ΔH₂.

CH4+2O2=CO2 + 2H2O -ΔH

1. CH4=C+2H2 - ΔH₁

2. C+O2=CO2 - ΔH₂

3. 2H2+O2=2H2O – ΔH₃

ΔH=ΔH₁+ΔH₂+ ΔH₃

Следствие из закона Гесса:

1) стандартный тепловой эффект химической реакции равен суме станд теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы станд теплот образования исходных веществ с учётом стехометрических коэф в ур-и реакций.

ΔH 298= ∑( ν * ΔHf,298)пр+ ∑( ν *ΔHf,298)исход [Дж/моль]

2) стандартный тепловой эффект химической реакции равен суме станд теплот сгорания исходных веществ за вычетом суммы станд теплот сгорания исходных веществ с учётом стехометрических коэф в ур-и реакций.

ΔH 298= ∑(ν * Δсгор,298)исход+ ∑(ν *ΔHf,298)пр

Большая часть хим процессов протекает в условиях отличн от станд, поэтому прибегают к расчету тепл эф-ов реакции в реальных условиях с помощью Ур-й Киргофа

Часто возникает необходимость установить ТД вероятность данного процесса и направл-я течения. Для хар-ки данного сост-я системы пользуются величиной энтропии S.

Энтропия- это ТД вероятность данного сост-я системы:dS=dQ/T

Если процесс протекает в Р-конст и Т-конст, то dQ=dH , dS= ∆H/T

Изм-е энтрапии из закона Гесса:

∆S298= ∑(ν * ΔS298,j)пр+ ∑(ν *ΔS298,i)исход

Критерием возможности самопроизвольного протекания реакции явл-ся изобарно-изотермический потенциал, Энергия Гиббса(G)

ΔG 298= ∑( ν * ΔGf,298)пр+ ∑(ν *ΔGf,298)исход

G=H-TS

Чем меньше энергия Гиббса, тем легче протекает процесс в напр целевых продуктов. Если эн-я Гиббса больше 0, то обратный процесс протекает в сторону образ-я исход в-в. Если эн-я Гиббса = 0, то процесс находится в ТД равновесии.