Энергетика химических процессов

СРС 1. ОСНОВНЫЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ПРОТЕКАНИЯ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ

Энергетика химических процессов

Содержание темы: Некоторые основные понятия термодинамики: система, виды систем, фаза, термодинамические параметры, гомогенные и гетерогенные системы. Внутренняя энергия. Первый закон термодинамики для различных процессов. Тепловые эффекты процессов. Закон Гесса. Теплота образования химического соединения. Следствие закона Гесса.

Необходимые умения: составлять термохимические уравнения реакций. Вычислять энтальпию (тепловой эффект) процесса на основе закона Гесса и его следствия.

Науку о взаимных превращениях различных видов энергии называют термодинамикой. Термодинамика устанавливает законы этих превращений, а также направление самопроизвольного течения различных процессов в данных условиях.

При химических реакциях происходят глубокие качественные изменения в системе, перестройка электронных структур взаимодействующих частиц. Эти изменения сопровождаются поглощением или выделением энергии. В большинстве случаев этой энергией является теплота. Раздел термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических реакций, называют термохимией. Реакции, которые сопровождаются выделением теплоты, называют экзотермическими, а те, которые сопровождаются поглощением теплоты, - эндотермическими. Теплоты реакций являются, таким образом, мерой изменения свойств системы, и знание их может иметь большое значение при определении условий протекания тех или иных реакций.

При любом процессе соблюдается закон сохранения энергии как проявление более общего закона природы - закона сохранения материи. Теплота Q, поглощается системой, идет на изменение ее внутренней энергии Δ U и на совершение работы А:

Q = Δ U + A

Внутренняя энергия системы U - это общий ее запас, включающий энергию поступательного и вращательного движения молекул, энергию внутримолекулярных колебаний атомов и атомных групп, энергию движения электронов, внутриядерную энергию и т.д. Внутренняя энергия - полная энергия системы без потенциальной энергии, обусловленной положением системы в пространстве, и без кинетической энергии системы как целого. Абсолютное значение внутренней энергии U веществ определить невозможно, так как нельзя привести систему в состояние, лишенное энергии. Внутренняя энергия, как и любой вид энергии, является функцией состояния, т.е. ее изменение однозначно определяется начальным и конечным состоянием системы и не зависит от пути перехода, по которому протекает процесс:

Δ U = U2 - U1,

где Δ U - изменение внутренней энергии системы при переходе от начального состояния U1 в конечное U2.

Если U2 > U1, то Δ U > 0. Если U2 < U1, то Δ U < 0.

Теплота и работа функциями состояния не являются, ибо они служат формами передачи энергии и связаны с процессом, а не с состоянием системы. При химических реакциях А - это работа против внешнего давления, т.е. в первом приближении:

А = Р Δ V,

где Δ V - изменение объема системы (V2 - V1).

Так как большинство химических реакций протекает при постоянном давлении и постоянной температуре, то для изобарно-изотермического процесса (Р = const, T = const) теплота:

Qp = Δ U + РΔ V;

Qp = (U2 – U1) + Р(V2 – V1); Qp = (U2 + РV2) - (U1 + РV1).

Сумму U + РV обозначим через Н, тогда:

Qp = H2 - H1 = Δ H.

Величину Н называют энтальпией. Таким образом, теплота при Р = соnst и Т = соnst приобретает свойство функции состояния и не зависит от пути, по которому протекает процесс. Отсюда теплота реакции в изобарно-изотермическом процессе QP равна изменению энтальпии системы Δ Н (если единственным видом работы является работа расширения):

Qp = Δ H

Энтальпия, как и внутренняя энергия, является функцией состояния; ее изменение (Δ H) определяется только начальным и конечным состоянием системы и не зависит от пути перехода. Нетрудно видеть, что теплота реакции в изохорно-изотермическом процессе (V = const; Т = сonst), при котором Δ V = 0, равна изменению внутренней энергии системы:

Qv = Δ U

Теплоты химических процессов, протекающих при Р, Т = const и V, T = const, называются тепловыми эффектами.

При экзотермических реакциях энтальпия системы уменьшается и Δ H < 0 (Н2 < H1), а при эндотермических реакциях энтальпия системы увеличивается и Δ H > 0 (Н2 > H1). В дальнейшем тепловые эффекты выражаются через Δ H.

В основе термохимических расчетов закон Гесса (1840 г.):