rabLekc3[1] (Лекции)
Описание файла
Файл "rabLekc3[1]" внутри архива находится в следующих папках: Лекции, lekcii_kamishova, ЛЕКЦИИ. Документ из архива "Лекции", который расположен в категории "". Всё это находится в предмете "химия" из 1 семестр, которые можно найти в файловом архиве НИУ «МЭИ» . Не смотря на прямую связь этого архива с НИУ «МЭИ» , его также можно найти и в других разделах. Архив можно найти в разделе "лекции и семинары", в предмете "химия" в общих файлах.
Онлайн просмотр документа "rabLekc3[1]"
Текст из документа "rabLekc3[1]"
ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА
Изучает энергетические эффекты химических реакций, устанавливает возможность и пределы самопроизвольного (без затраты работы) их протекания.
Основные понятия
Объект изучения - система:
совокупность тел мысленно или фактически обособленных из окружающей среды
В зависимости от характера взаимодействия систем с окружающей средой
с и с т е м а
Открытая
Обменивается с окружающей средой энергией и веществом
Изолированная
отсутствует с окружающей средой обмен и веществом и энергией
Закрытая
обменивается с окружающей средой энергией, но нет обмена веществом
Гомогенная система:
система, состоящая из одной фазы
Гетерогенная система:
система, состоящая из двух и более фаз
Фаза:
часть системы однородная по составу и свойствам и отделенная от других частей поверхностью раздела
Параметры системы :
совокупность физических и химических величин, характеризующих состояние системы (температура (Т), давление (Р), объем (V), концентрация (с), плотность (r) и т.д.)
Равновесное состояние системы:
все параметры состояния постоянны во времени и во всех точках системы
Термодинамические свойства системы являются функциями состояния:
параметры, изменения которых при переходе из одного состояния системы в другое определяются исходным и конечным ее состоянием, и не зависят от пути перехода
Термодинамический процесс
переход системы из одного состояния в другое, характеризующийся изменением во времени хотя бы одним термодинамическим параметром
Химическая реакция
термодинамический процесс, при протекании которого наблюдается изменение химического состава системы
Процессы:
изотермические - Т = const
изобарические – p = const
изохорические- v= const
адиабатические - нет обмена теплом с окружающей
средой.
Химические реакции наиболее часто протекают:
1)в изобарно-изотермических условиях
(р=const, Т=const) (открытые системы);
2)в изохорно-изотермических условиях
(V=const, Т=const) ( закрытые сосуды).
Первое начало термодинамики
переход системы из состояния 1 в состояние 2:
Система - 1) производит работу (или над нею совершается работа) – W; 2) принимает участие в теплообмене с окружающей средой (выделяет или поглощает теплоту) - Q.
По закону сохранения энергии:
Q= DU + W, (1)
«энергия» - 1864г. Клаузиус
Q – количество сообщенной системе теплоты;
DU = U2 – U1 – приращение внутренней энергии;
W – суммарная работа, совершенная системой. Внутренняя энергия
Совокупность всех видов энергии частиц в системе (энергия движения и взаимодействия молекул, атомов, ядер и других частиц, внутриядерная и другие виды энергии), кроме кинетической энергии движения системы, как целого, и потенциальной энергии ее положения.
U - функция состояния системы.
Q – не функция состояния системы .
Пусть - только PDV- работа, совершаемая системой против сил внешнего давления
Для бесконечно малых элементарных процессов уравнение принимает вид:
d Q = dU + PdV (2)
Уравнения (1и 2)- первый закон термодинамики.
А) изохорный процесс – V = const, dV = 0.
работа расширения системы dW = PdV = 0.
первый закон термодинамики :
d QV = dU и QV = U2 – U1 = DU
при данных условиях - QV - функция состояния, т.е. не зависит от пути процесса.
Б) изобарный процесс - P=const
PdV = d(PV)
dQp = dU + d(PV) = d(U + PV) = dH
Qp = H2 – H1 = H
H = U + PV -энтальпия – функция состояния
«энтальпия» - 1909г. Оннес
Для идеальных газов: p∆V = ∆νRT,
∆ν – разница между числом молей газообразных продуктов и исходных веществ.
связь между Qp и Qv:
Qp = Qv + ∆νRT
Термохимические процессы.
Термохимия - часть термодинамики, изучающая тепловые эффекты процессов.
Термохимические уравнения - химические уравнения реакций, в которых указаны агрегатные состояния веществ и тепловые эффекты.
Химические реакции - изобарические условия
Qp = H2 – H1 = r H - энтальпия реакции
Если вещества находятся в стандартном состоянии
– стандартная энтальпия реакции- ΔrНо
Условия стандартного состояния веществ
Состояние вещества | Стандартное состояние вещества |
Простое твердое вещество | Кристаллическое твердое вещество |
Простое жидкое вещество | Чистая жидкость |
Газообразное | Парциальное давление 101кПа |
Растворенное | Концентрация 1 моль/л |
стандартное состояние - не зависит от температуры.
В термохимических уравнениях допустимы дробные стехиометрические коэффициенты:
Н2(г) + 1/2О2(г) = Н2О(ж); ΔrНо298 = -285,84 кДж
Если ΔrН<0 - экзотермическая реакция
Если ΔrН>0 - эндотермическая реакция.
Тепловой эффект реакции зависит от температуры указывают температуру rНт или rНот, например rН298 или rНо298.
Закон Гесса (1841 г. русский уч.Г.И.Гесс)
Тепловой эффект реакции зависит от природы и состояния исходных и конечных веществ, но не зависит от пути реакции
очных стадий.
А 1 В
2 3
С
rНт (1) = rНт (2) + rНт(3)
Например:
СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О (г), rН°298 = – 802,34 кДж.
Эту же реакцию можно провести через 2 стадии:
1. СН4 + 3/2О2 = СО + 2Н2О (г), rН°1 = – 519,33 кДж,
2.СО + 1/2О2 = СО2, rН°2 = – 283,01 кДж,
rН°=rН°1+rН°2=(–519,33)+(–283,01)== –802,34кДж.
Энтальпия (теплота) образования вещества fН298
Тепловой эффект образования 1 моль вещества из простых веществ, устойчивых при 298 К и давлении 101 кПа
fН( простых веществ, устойчивых при 298 К и давлении 101 кПа) = 0.
( О2-газ, Br2-жидкость, Р-белый , Snбелое, Sромб.)
Если вещества в стандартном состоянии - fНo298 –стандартная энтальпия образования вещества (табличные данные)
H2(г)+2O2(г)+S(к)=H2SO4(ж);
rН°298 = ΔfН0298H2SO4= -811,3 кДж/моль
Следствие из закона Гесса:
энтальпия химической реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов
ΔrН0 = ∑νiΔfНi0 продуктов - ∑νjΔfНj 0исх веществ
Зависимость ΔrН0 от температуры -
уравнение Кирхгофа:
Т
1. ∆rH0T = ∆rH0298 + ∫ ∆rС0pdT
298
∆rСpо = Δa+ΔbT+ΔcIT-2+ΔcT2 -
изменение стандартной теплоемкости системы в ходе реакции.
Влияние температуры на ΔrН:
∆rН
∆rСp0 ∆rСp0
∆rСp=0
Т
2. Если пренебречь зависимостью Ср от Т (Ср=соnst):
∆rН0Т = ∆rН0298 + ∆rС0р(Т - 298)
∆rСpо = ∑νiСрi0 прод - ∑νjСрj 0исх веществ
3. Если считать ∆rС0р= 0:
∆rH0T = ∆rH0298
Задача
Рассчитать ∆rH0298 и ∆rH01000 реакции
С(к) + СО2(г) = 2СО(г),
считая постоянными теплоемкости реагентов в данном температурном интервале.
Решение.
∆rН0Т = ∆rН0298 + ∆rС0р(Т - 298)
По табличным данным:
Вещество: ΔfН0298,кДж/моль С0р298 ,Дж/моль.К
С(графит) 0 8,54
СО2 (г) -393,5 37,41
СО (г) -110,5 29,14
ΔrН0298 = 2ΔfН0298 СОг - ΔfН0298 Ск - ΔfН0298 СО2г =
= 2(-110,5) – 0 – (-393,5) = 172,5 кДж.
ΔrН0298 >0 - реакция эндотермическая.
Изменение теплоемкости системы:
∆rС0р= 2С0р298СОг–С0р298Ск–С0р298СО2г=
= 2.(29,14)–8,54–37,41 =12,33 Дж/К.
∆rН01000 = 172,5 + 12,33.10-3.(1000 - 298) = 181,16 кДж.
При изменении температуры на 702К увеличение теплового эффекта составляет 5%.
Задача.
Рассчитать изменение внутренней энергии системы при изохорно-изотермическом протекании реакции
С(к) + СО2(г) = 2СО(г) при 298К.
Решение.
Qp = Qv + ∆νRT, QV = DU, Qp = H, ∆ν = 2 - 1=1
∆rU0298 = ∆rH0298 –∆νRT =
175,2 – 1.8,31.298.10-3 = 172,7 кДж.
Задача.
Определить ∆rH0298 реакции (1)
С(к) + СО2(г) = 2СО(г),
если известно:
(2) 2С(к) + О2(г) = 2СО(г) , ∆rH0298 = -221 кДж
(3) 2СО(г) + О2(г) = 2СО2(г) , ∆rH0298 = -566,1 кДж .
Решение. К термохимическим уравнениям можно применять любые алгебраические действия.
½(2С(к)+ О2(г)) - ½(2СО(г) + О2(г)) =½2СО(г) - ½2СО2(г)
∆rH01 = ½ (∆rH02 - ∆rH03) = ½[-221 – (-566,1)] = 172,5 кДж.
Энтропия.
энергия превращение
Каковы движущие силы и критерии протекания самопроизвольных химических процессов?
Стремление частиц (молекул, ионов, атомов) к хаотическому движению.
Стремление системы – к переходу от более упорядоченного состояния к менее упорядоченному.
Состояние системы можно охарактеризовать микросостояниями составляющих ее частиц, т.е. их мгновенными координатами и скоростями различных видов движения в различных направлениях.
Термодинамическая вероятность W:
число микросостояний системы, с помощью которых может быть охарактеризовано ее состояние