Энергетика химических процессов

Термодинамическая система — отдельное тело или группа тел, состоящих из множества частиц, находящихся во взаимодействии и обособленных от окружающей среды оболочкой. Изолированная система — нет обмена ни теплотой, ни работой. Открытая система — есть обмен теплотой и работой.

Закрытая система — есть обмен энергией (возможно поступление и выделение теплоты). Состояние системы — совокупность свойств, характеризующих систему. Термодинамический процесс — изменение в системе, связанное с изменением любого параметра. Тепловой эффект — количество теплоты, которое поглощается/выделяется при необратимом протекании реакции, когда единственный вид работы — работа расширения, а температуры исходных веществ и продуктов одинаковы.. Энтальпия (H) — мера порядка системы. H = U + pV, Q = H. Энтальпия — функция состояния. Стандартная энтальпия образования вещества (H⁰): изменение энтальпии в процессе образования одного моля вещества из простых веществ, взятых при НУ в наиболее стабильной модификации. Зависит от ЭО атомов в соединении. Чем больше ЭО, тем отрицательнее H. H⁰ — характеристика реакционной способности и устойчивости вещества. Чем отрицательнее H⁰, тем вещество более устойчиво и менее реакционноспособно. H = 0 — простые вещества, H > 0 — неустойчивые и взрывоопасные. Характеризует тепловой эффект реакции: H⁰ < 0: экзотермическая реакция, выделение тепла, U < 0.

H⁰ > 0: эндотермическая реакция, поглощение тепла, U > 0. Закон Гесса: тепловой эффект реакции зависит только от начального и конечного состояний. 1 следствие: H = (_CH_{обр. C} + _DH_{обр. D}) – (_AH_{обр. A} + _BH_{обр. B}). Закон Лавуазье-Лапласа: H_обр = –H_{разлож.} Стандартная теплота сгорания вещества (H⁰_сгор): теплота полного сгорания 1 моля вещества в атмосфере кислорода и давлении 1 атм.

Расчёт теплового эффекта ионных реакций проводят, используя H ионов из справочника. Определение энергии связи. Для двухатомной молекулы энергия связи — тепловой эффект образования молекулы из газообразных атомов. Для многоатомной молекулы средняя энергия связи — H образования молекулы из газообразных атомов, приходящаяся на одну связь. Энтропия — функция состояния, арактеризующая степень беспорядка системы. Принято относить к молю вещества. S = k*lnW. Точка отсчёта: для идеального кристалла S = 0. S = _S_прод - _S_исх. Для процессов с участием газообразных веществ знак S определяется соотношением газообразных молей в реакции. Энергия Гиббса — термодинамическая функция состояния системы. Обобщённый критерий, учитывающий энтальпийный и энтропийный фактор при p=const и V=const. G = H – TS. G_{реакции} = G_прод – G_исх. Энергия Гиббса химической реакции (G) характеризует направление и предел самопроизвольного протекания реакции в условиях p = const и V = const. G < 0: самопроизвольно 1  2. G > 0: самопроизвольно 2  1.

G = 0: равновесие: 1  2. H = TS. На практике граничное условие: 40 КДж/моль. При G > 40, то  невозможна ни при каких условиях. Оценка температуры разложения вещества производится на основании равновесия, H = TS.