Энергетика химических процессов.
Задачи химической термодинамики:
Изучение энергетических химических и физико-химических процессов
Абсоретический анализ. Возможность протекания химических реакций и осуществление химических процессов при заданных условиях.
Тепловой эффект химических реакций (G) – количество теплоты выделяемой или поглощенной при изотермическом проведении реакции.
Q>0 (экзотермическая реакция) Q<0 (эндотермическая реакция)
Законы термохимии
Закон Лавуазье-Лапласа: тепловой эффект прямой реакции всегда равен тепловому эффекту обратной реакции с противоположным знаком.
Q(пр) = -Q(обр)
Закон Гесса: тепловой эффект не зависит от пути его протекания и числа его стадий, а зависит от начального и конечного состояния.
Первый закон термодинамики
Изменение ΔU внутренней энергии неизолированной термодинамической системы равно разности между количеством теплоты Q, переданной системе, и работой A, совершенной системой над внешними телами.
-
ΔU = Q – A.
Q = ΔU + A.
Энтальпия - это тепловой эффект реакции, измеренный (или вычисленный) для случая, когда реакция происходит в открытом сосуде (т.е. при неизменном давлении). Обозначается как ΔH.
Стандартная энтальпия образования простых веществ и химических соединений- энтальпия при стандартных условиях Т-289К P=1,013*103 Па µ=1 моль
Следствие из Закона Гесса
Тепловой эффект реакции равен сумме энтальпии образования продуктов минус энтальпии образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.
aA+bB=cC+dD
ΔH=cΔH(C)+dΔH(D)-aΔH(A)-bΔH(B)
Энтропия – это мера беспорядка системы, состоящая из многих элементов.
Второй закон термодинамики: все самопроизвольные процессы в замкнутой неравновесной системе происходят в таком направлении, при котором энтропия системы возрастает; в состоянии теплового равновесия она максимальна и постоянна.
ΔS≥Q/T
|
Изменение энтропии в физико-химических процессах. ΔS=S2-S1
Условия самопроизвольного протекания химической реакции
-
ΔH
ΔS
T
-
+
При любых t (самопроизв.)
+
-
Не при каких t ( не будет сам.)
+
+
При высоких t (самопроизв.)
-
-
При низких t (самопроизв.)
Энергия Гиббса
Энергия Гиббса характеризует максимальную полезную работу, совершаемой системой. Если в ходе реакции:
ΔG=0 (система находится в состоянии равновесия)
ΔG>0 (в прямом направлении реакции невозможны, протекает только в обратном)
ΔG<0 (реакция может протекать самопроизвольно)
ΔG= ΔH-Т ΔS (Т=t+273) |
Способы расчета ΔG реакции
Скорость химической реакции – это изменение количества реагирующего вещества или продукта реакции за единицу времени в единице объема (для гомогенной реакции) или на единице поверхности раздела фаз (для гетерогенной реакции). Закон действующих масс: зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Чем выше концентрация , тем большее число молекул содержится в объеме. Следовательно, возрастает число соударений, что приводит к увеличению скорости процесса. Кинетическое уравнение – зависимость скорости реакции от концентрации.
Твердые тела равны 0
Молекулярность реакции – это минимальное число молекул, участвующих в элементарном химическом процессе. По молекулярности элементарные химические реакции делятся на молекулярные (А →) и бимолекулярные (А + В →); тримолекулярные реакции встречаются чрезвычайно редко. Общий порядок реакции - это сумма показателей степеней концентрации в кинетическом уравнении. Константа скорости реакции — коэффициент пропорциональности в кинетическом уравнении. Правило Вант-Гоффа: При повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости гомогенной элементарной реакции увеличивается в два — четыре раза
Теория активных соударений (ТАС), есть три условия, необходимых для того, чтобы произошла реакция:
Энергия активации— минимальное количество энергии, которое требуется сообщить системе, чтобы произошла реакция. Уравнение Аррениуса устанавливает зависимость константы скорости химической реакции от температуры
A - характеризует частоту столкновений реагирующих молекул R — универсальная газовая постоянная. Влияние катализаторов на скорость реакции. Катализатор – это вещество, изменяющее скорость химической реакции, но само в реакции не расходуется и в конечные продукты не входит. При этом изменение скорости реакции происходит за счет изменения энергии активации, причем катализатор с реагентами образует активированный комплекс. Катализ - химическое явление, суть которого заключается в изменении скоростей химических реакций при действии некоторых веществ (их называют катализаторами). Гетерогенный катализ - реагент и катализатор находятся в разных фазах - газообразной и твердой. Гомогенный катализе - реагенты (реактивы) и катализатор находятся в одной фазе - например, оба являются газами или оба растворены в каком-либо растворителе . Условия химического равновесия состояние химического равновесия сохраняется до тех пор, пока остаются неизменными условия реакции: концентрация, температура и давление. Принцип Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии оказано какое-либо внешнее воздействии, то равновесии сместится в сторону той реакции, которое это действие будет ослаблять.
Константа равновесия – это мера полноты протекания реакции, чем больше величина константы равновесия, тем выше степень превращение исходных веществ в продукты реакции.
ΔG<0 Кр >1 Спр > Сисх ΔG>0 Кр<1 Спр <Сисх
|
Задачи химической термодинамики:
Тепловой эффект химических реакций (G) – количество теплоты выделяемой или поглощенной при изотермическом проведении реакции. Q>0 (экзотермическая реакция) Q<0 (эндотермическая реакция) Законы термохимии
Первый закон термодинамики
Изменение ΔU
внутренней энергии неизолированной
термодинамической системы равно
разности между количеством теплоты
Q, переданной системе, и работой A,
совершенной системой над внешними
телами.
ΔU
= Q – A.
Q
= ΔU + A.
Энтальпия - это тепловой эффект реакции, измеренный (или вычисленный) для случая, когда реакция происходит в открытом сосуде (т.е. при неизменном давлении). Обозначается как ΔH. Стандартная энтальпия образования простых веществ и химических соединений- энтальпия при стандартных условиях Т-289К P=1,013*103 Па µ=1 моль Следствие из Закона Гесса Тепловой эффект реакции равен сумме энтальпии образования продуктов минус энтальпии образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов. aA+bB=cC+dD ΔH=cΔH(C)+dΔH(D)-aΔH(A)-bΔH(B)
Энтропия – это мера беспорядка системы, состоящая из многих элементов. Второй
закон термодинамики:
все самопроизвольные процессы в
замкнутой неравновесной системе
происходят в таком направлении, при
котором энтропия системы возрастает;
в состоянии теплового равновесия она
максимальна и постоянна.
ΔS≥Q/T
Изменение энтропии в физико-химических процессах.
ΔS=S2-S1 Условия самопроизвольного протекания химической реакции
Энергия Гиббса Энергия Гиббса характеризует максимальную полезную работу, совершаемой системой. Если в ходе реакции: ΔG=0 (система находится в состоянии равновесия) ΔG>0 (в прямом направлении реакции невозможны, протекает только в обратном) ΔG<0 (реакция может протекать самопроизвольно)
Способы расчета ΔG реакции
2) По следствию из закона Гесса ΔGреак.= ΔGпр. – ΔGисх. |
2) По следствию из закона Гесса
ΔGреак.= ΔGпр. – ΔGисх.