Основные закономерности протекания химических реакций

4. Энергетика химических реакций

Энергетика химических реакций – это раздел химии, которая изучает закономерности энергетических переходов в химических процессах и направление протекания химических процессов.

Энергетическое состояние|стан|физико|– химических систем характеризуется термодинамическими функциями состояния|стана|системы:

• внутренняя энергия;

• энтальпия;

• энтропия;

• энергия Гиббса.

Внутренняя энергия ( U, кДж) – сумма всех видов энергии всех частиц, которые составляют систему, без учета энергии системы как целого (потенциальной и кинетической).

Для изохорних|процессов (V = const|)

∆ U = Q_V

где ∆U - изменение|смена|внутренней энергии системы;

Q_V - теплота, которую поглощает или отдает система ( тепловой эффект) при постоянном объеме.

Энтальпия (∆Н, кДж) - теплосодержание системы, которая выполнила работу расширения (р∆V) за счет прибавленной теплоты.

Для изобарных процессов (Р = const|)

∆Н = - Q_Р= - ( ∆U+ р∆V )

где ∆Н – изменение|смена|энтальпии системы;

Q_Р – теплота, которую поглощает или отдает система ( тепловой эффект ) при постоянном давлении.

Таким образом ∆Н – это тепловой эффект процесса, который происходит при постоянном|устоявшемся|давлении.

∆Нх.р. – тепловой эффект химической реакции (х.р.), которая происходит при постоянном давлении.

Эндотермические процессы – это процессы, в ходе которых система поглощает энергию (∆ Н > 0).

Экзотермические процессы – это процессы, в ходе которых система энергию отдает (∆ Н < 0).

Теплота образования вещества – это тепловой эффект реакции образования 1 моль вещества из простых веществ, устойчивых при стандартных условиях ( ∆Нобр., кДж / моль).

Стандартные условия характеризуются давлением, что равняется 1,01 • 10⁵ Па, и температурой, которая равняется 298К (∆Н⁰₂₉₈).

Теплота разложения вещества – это тепловой эффект реакции разложения 1 моль вещества на простые вещества, устойчивые при стандартных условиях ( ∆Нразл., кДж / моль).

Теплота разложения данного соединения численно равняется теплоте ее образования, но имеет противоположный знак. ∆Нразл. = - ∆ Нобр.

Теплоты образования и разложения простых веществ ( СО₂, Н₂, Fe, S ) принятые ровными нулю.

Теплота растворения вещества – это тепловой эффект процесса растворения 1 моль вещества до устойчивого состояния ( молекулы или ионы) (∆ Нраств., кДж / моль).

Теплота сгорания - это теплота, которая выделяется при реакции сгорания в кислороде 1 моль вещества до состояния высших оксидов ( ∆Нсгор., кДж / моль).

С_т+ О_2(г)→ С⁺⁴О_2(г), ∆ Н_сгор.

Стандартные тепловые эффекты – это тепловые эффекты, измеренные или рассчитанные для процессов, которые происходят при стандартных условиях (∆Н⁰₂₉₈, кДж ).

Закон Гесса (Г.И. Геса, 1840р.). Тепловой эффект реакции зависит только от начального и конечного состояний исходных веществ (реагентов ) и продуктов реакции и не зависит от промежуточных стадий процесса.

Следствие из закона Гесса. Стандартный тепловой эффект реакции равняется сумме стандартных теплот образования продуктов реакции с вычитом суммы стандартных теплот образования исходных веществ.

∆Н⁰_х.р.= ∑ ∆Н⁰_{образования продуктов} - ∑∆Н⁰_{образования реагентов}

Уравнение термохимическойреакции отличается от химического уравнения тем,чтов немобязательно указываютсяагрегатныесостояния веществ|стана|и значения теплового эффекта реакции:

А(г)+ 2В(т)= С(р)+ 3Д(к), ∆Н⁰_х.р.

где А, В – реагенты

С, Д – продукты

г – газообразное агрегатное состояние|стан|

р – жидкость

т – твердое вещество

к – кристаллическое вещество.

Расчет теплового эффекта приведенной условной реакции (∆Н⁰_х.р.) согласно следствию из закона Гесса.

∆Н⁰_х.р.= ( ∆Н⁰_обр(С).+ 3 ∆Н⁰_обр(Д).) – ( ∆Н⁰_обр(А).+2 ∆Н⁰_обр(В).)

Значение ∆Н⁰_х.р. может быть использовано в качестве критерия для определения вероятного направления хода реакции. В соответствии с принципом минимальной энергии реакции могут происходить произвольно в том направлении, которое сопровождается уменьшением энергии системы. Это экзотермические реакции, для каких ∆Н⁰_х.р.< 0.

Для объяснения случаев, когда произвольно происходят эндотермические реакции

( ∆Н⁰_х.р.> 0), нужно привлечь еще одну термодинамическую функцию состояния системы.

Энтропия (S, Дж / К ) – количественная мера неупорядоченности системы.

S = R ∙ lnω∕N_A, Дж ∕ К

где S – энтропия

R – универсальная газовая постоянная

N_А – число Авогадро

ω – термодинамическая вероятность состояния|стана| системы – число микросостояний|стана|, которыми|какими| реализуется данное макросостояние|стан| системы.

Значение ω, и соответственно значение энтропии системы увеличивается при:

а) усложнении|усложнении|молекул;

б) при переходе вещества из|с|кристаллического состояния|стана|в аморфный, или в жидкий|редкий|и дальше в газообразный;

в) при повышении температуры.

В ходе химических реакций энтропия повышается в случае увеличения числа структурных единиц и веществ в газообразном состоянии|стане|.

Значения энтропий, рассчитанные для стандартных условий, называются стандартными энтропиями (S⁰_{298(вещества)}, Дж К ) и приведены в справочные таблицы. Энтропии простых веществ, в отличие от ∆Н⁰_обр. простых веществ не равняются нулю

(S_{простых веществ}≠ 0).

Изменение|смена|энтропий в физико|– химических процессах рассчитываетсясогласно следствиюиз закона Гесса:

∆S⁰_х.р.= ∑S⁰_{продуктов}- ∑S⁰_{реагентов}

Изменение|смена|энтропий отображает « стремление » системы к|до|неупорядоченностичастиц|частички|. Поэтому произвольно могут происходить процессы, которые|какие|сопровождаются увеличением энтропии, то есть при ∆S > 0.

Окончательный вывод о направлении хода физико|– химических процессов дает значение термодинамической функции состояния|стана|системы, которая|какая|называется энергией Гиббса.

Энергия Гиббса (G, кДж ) или изобарно – изотермический потенциал – это энергия, за счет которой, система может выполнить работу.

Энергию Гиббса (G ), как и энтальпию (Н), определить невозможно, потому|оттого|количественным критерием осуществления процессов является изменение|смена|энергии Гиббса (∆G ).

Значение ∆G⁰_обр. веществ приведены в справочные таблицы (∆G⁰_обр. простых веществ равняются нулю ).

Изменение|смена|энергии Гиббса, которая является функцией состояния|стана|системы, может быть рассчитаносогласноследствиюиз закона Гесса:

∆G⁰_х.р.= ∑ ∆G⁰_{образовання продуктов} - ∑∆G⁰_{образовання реагентов}

Энергия Гиббса связана с энтальпией, энтропией и температурой, соотношением:

G = H – T S (1)

∆G = ∆H – T ∆S (2)

Учитывая,|к свчто произвольномупротеканию процессов способствуют|содействуют|условия ∆Н < 0 ∆S > 0, из|с|уравнения (2) можно сделать|совершить|вывод: произвольноепротекание процессов происходитприусловии∆G < 0.