Термодинамический метод рассмотрения химических процессов
Поможем в ✍️ написании учебной работы
Поможем с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой

Термодинамика изучает переходы энергии из одной формы в другую, энергетические эффекты, которыми сопровождаются химические и физические процессы, зависимость этих эффектов от условий процесса, возможность самопроизвольного протекания процессов, их направление и условия равновесия.

Объектом изучения в термодинамике является система. Системой называют совокупность находящихся во взаимодействии веществ, обособленных от окружающей среды. Для описания систем используют набор термодинамических функций, основными из которых являются Н – энтальпия, S – энтропия, G – энергия Гиббса.

Энтальпия – сложная термодинамическая функция, определяющая энергию, необходимую для приведения данной системы в данное состояние, и при этом учитывающая изменение внутренней энергии и совершаемую работу

(H = U + PV).

Однако для системы представляет интерес DHх.р – изменение энтальпии в ходе химической реакции или тепловой эффект реакции, если Р, Т = const.

Энтальпийный эффект химической реакции определяют по закону Гесса и следствию из него.

Следствие из закона Гесса: Изменение энтальпии химической реакции равно разности сумм энтальпий образования продуктов реакции и исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:

 = å(n× )å(m× ),

 где n , m – стехиометрические коэффициенты.

В справочных таблицах приводят стандартные энтальпии образования веществ (DH0обр, кДж/моль (табл. П. 1. 3.). Стандартные условия: Т = 298 К,   P= 1,013×105 Па, вещества – химически чистые и имеют концентрацию             1 моль/л ([A] = 1 моль/л). Энтальпия образования простых веществ, находящихся в устойчивой аллотропной форме (N2, O2, Cl2, H2 и др.), равна 0.

Различают реакции:

· Экзотермические – протекают с выделением тепла (DH 0х.р < 0).

· Эндотермические – протекают с поглощением тепла (DH 0х.р > 0).

Уравнения реакций, в которых указан тепловой эффект называют термохимическими.

Энтропия является количественной мерой неупорядоченности системы. Значение энтропии для любого вещества можно определить экспериментально. Энтропия зависит от природы веществ, агрегатного состояния, давления, температуры. В таблицах термодинамических величин (см. Приложение I табл. П. 1. 3.) приводят значения стандартных энтропий веществ S0298. Следует отметить, что энтропия простых веществ не равна нулю.

Изменение энтропии в ходе химической реакции DS0298 может быть рассчитано так же, как и для любой другой функции состояния, по следствию из закона Гесса:

DS0х.р. =  å n S0прод  å m  S0исх ,

 где n , m – стехиометрические коэффициенты.

Самопроизвольно, т. е. без затраты работы извне, система может переходить только из менее устойчивого состояния в более устойчивое. В химических процессах одновременно действуют две тенденции:

· стремление частиц объединяться за счет прочных связей в более сложные, что сопровождается уменьшением энтальпии;

· стремление частиц разъединяться, что увеличивает беспорядок, т.е. энтропию.

Иными словами, проявляется действие двух прямо противоположных факторов    – энтальпийного (DH0) и энтропийного (Т·DS0). Суммарный эффект этих двух противоположных тенденций в процессах, протекающих при P , Т = const, отражает изменение энергии Гиббса G :            

DG = DH 0    Т×DS0

Изменение энергии Гиббса может быть вычислено так же по следствию из закона Гесса:

DG0х.р. =  å n DG0 прод   å m DG0исх. ,

 где n , m – стехиометрические коэффициенты.

Энергия Гиббса образования простых веществ равна нулю.

Изменение энергии Гиббса характеризует возможность и направление самопроизвольного протекания химической реакции:

· DG0 < 0 – реакция самопроизвольно протекает в прямом направлении;

· DG0 > 0 – самопроизвольно протекает обратная реакция;

· DG0 = 0 – система находится в состоянии химического равновесия.

Химическое равновесие

Самопроизвольно протекающие реакции можно разделить на два вида:

· практические необратимые реакцииидут в одном направлении, до полного расходования одного или всех реагирующих веществ:                        CH4+2O2 = CO2+2H2O

· обратимые реакции – протекают одновременно в двух взаимно противоположных направлениях:

H2 + I2 2HI

2SO2 + O2 2SO3

В результате обратимого процесса в системе устанавливается химическое равновесие. Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называют химическим равновесием.

Рисунок 2. Зависимости скорости прямой (v1) и обратной (v2) реакции от времени.

В состоянии химического равновесия концентрации всех участников реакции постоянны и не изменяются со временем, хотя прямая и обратная реакции не прекращаются. Концентрации веществ (моль/литр) в состоянии химического равновесия принято называть равновесными.

 

Дата: 2018-11-18, просмотров: 389.