Параметры состояния – термодинамические параметры –независимые термодинамические переменные р-давление; m –масса; Т – температура; с- концентрация; Е –энергия.

Введено специальное название – функция состояния для того, чтобы отличать свойства системы от таких характеристик процессов, как теплота и работа. Термодинамические функции –функции состояния – это величины, зависящие от термодинамических параметров состояния и не зависящих от пути перехода системы из одного состояния в другое.

U –внутренняя энергия

Н – энтальпия

S –энтропия

G –энергия Гиббса

Е –энергия Гельмгольца

Внутренняя энергия, теплота и работа. При проведении химических реакции изменяется внутренняя энергия системы U. Внутренняя энергия системы включает в себя все виды энергии системы (энергию движения и взаимодействия молекул, атомов, ядер и других частиц), кроме кинетической энергии движения системы. Как и любую энергию внутреннюю энергию нельзя измерить. Однако можно определить ее изменение ∆U при переходе из одного состояния в другое.

 ∆U=U₂-U₁, где U₂ и U₁ – внутренняя энергия системы в конечном и начальном состояниях.

    Изменение внутренней энергии можно измерить с помощью работы и теплоты, так как система может обмениваться с окружающей средой веществом или энергией в форме теплоты Q и работы А. Теплоты Q представляет собой количественная мера хаотического движения частиц данной системы и может передаваться от более нагретого тела к менее нагретому. При этом не происходит переноса вещества от одного тела к другому.

    Работа А количественная мера направленного движения частиц, мерой энергии передаваемой из одной системы в другую. Теплота и работа измеряются в джоулях (Дж). В отличие внутренней энергии теплота и работа зависят от способа проведения процесса. Т.е. они являются функциями пути.

    Количественное соотношение между изменением внутренней энергии, теплотой и работой устанавливает первый закон термодинамики:

                 Q=∆ U + A (1 )

Выражение ( 1) означает, что теплота, проведенная к системе, расходуется на приращение внутренней энергии системы и на работу системы над окружающей средой.

    Первый закон термодинамики является формой выражения закона сохранения энергии. Согласно этому закону, энергия не может ни создаваться, ни исчезать, но может превращаться из одной формы в другую.

    Энтальпия системы и ее изменение. Работу А можно разделить на два слагаемых: работу расширения

А=А¹ +р∆V    А=р∆V    

Р=const

    Формулу () запишем в виде

Q_р=∆U+A₁+ р∆V если на систему не действуют никакие другие силы, кроме постоянного давления, т.е при протекании химического процесса единственном видом работы является работа расширения, то А₁ =0.

    В этом случае уравнение записывается:

Q=U₂   - U₁ +рV₂ - рV₁ = (U₂ + рV₂)- (U₁ + рV₁)

    Характеристическая функция

U + рV =Н   называется энтальпией системы. Это одно из термодинамических функций, характеризующих систему, находящуюся при постоянном давлении. Подставив уравнение получим: Q_р=∆U+A₁+ р∆V =Н₂ - Н₁ =∆Н

    Как видно из уравнения, в случае изобарического процесса (р=const), теплота, подведенная к системе, равна изменению энтальпии системы. Как и другие характеристические системы энтальпия зависит от количества вещества, поэтому ее изменение (∆Н), обычно относят к 1 моль и выражают в кДж/моль.

Таким образом, изменение энергии при изобарических процессах , характеризуют через энтальпии этих процессов ∆Н.

Термодинамические процессы при постоянстве следующих параметров

· При изохорных процессах (V-const) : Q_v=∆U

· При изобарных процессах (р-const): Q_р=∆U+ р∆V  

                                                                               ∆Н=∆U+ р∆V   

· При изотермических (Т=const) : ∆U=0  Q_t= р∆V 

· При адиабатических ?

Закон Гесса

              Тепловой эффект реакции (Энтальпия реакции) при

V-const, р-const не зависит от пути процесса (от числа промежуточных стадий), а определяется только начальным и конечным состоянием системы.

                      Рис.5.2. Закон Гесса

Следствие из закона Гесса

Тепловой эффект процесса (энтальпия химического процесса) равен разности между суммой энтальпий образования конечных продуктов и суммой энтальпий образования исходных веществ.

 ∆Н⁰_{реакции} =∑∆Н⁰ (конечных продуктов) - ∑∆Н⁰ (исх. веществ)

Рис.5.3. Следствие из закона Гесса

Тепловой эффект химических реакций.  Тепловой эффект при постоянном давлении будем ∑∆Н⁰ (Если исходные вещества и продукты реакции находятся в стандартном состоянии, то тепловой эффект называется стандартной энтальпией реакции и обозначается ∆Н⁰. Если в результате реакции теплота выделяется, т.е. энтальпия системы понижается (∆Н⁰ <0), то реакция называется экзотермической. Реакция, протекающая с поглощением тепла, т.е. с повышением энтальпии (∆Н⁰  >0), называется эндотермической.

    Тепловой эффект зависит (хотя и относительно мало) от температуры, поэтому в индексе указывается температура ∆Н⁰_т  ∆Н⁰₂₉₈

       Термохимические уравнения. Раздел химии, изучающий тепловые эффекты химических реакций и фазовых превращений получил название термохимии. В термохимических уравнениях указывают тепловые эффекты реакций, записывают рядом с уравнением. Обычно тепловой эффект относят к одному молю вещества и указывают агрегатное состояние вещества. С термохимическими уравнениями можно оперировать как с алгебраическими уравнениями.

 Рис.5.4. Термохимические уравнения

Задача:

S+NO₂ →SO₂ +1|2 N₂      ∆ H -?

1. 1|2 N₂      + O₂  →NO₂      ∆Н⁰=34 кДж/моль

2. S+O₂ →SO₂                            ∆Н⁰=- 298 кДж/моль

Чтобы вычислить ∆ H , от уравнения (2) отнимаем уравнение (1),

S+O\₂ - 1|2 N₂      - O\_{2  =} SO₂  - NO₂    

S+NO₂ →SO₂ +1|2 N₂      ∆H =-298-34=-332.

Энтальпия (теплота) образования. Тепловой эффект образования 1 моль вещества из простых веществ, устойчивых при 298 К и давлении 100кПА, называют энтальпией образования и обозначают ∆Н⁰_обр,В или ∆Н⁰_f,В для вещества В. Энтальпию образования простых веществ принимают равной нулю.