1. Химическая термодинамика

Химическая термодинамика является наукой об энергетических эффектах химических реакций, их направлении и равновесии. Изучает применение законов термодинамики к химическим и физико-химическим процессам.

Термодинамический метод полезен тем, что позволяет:

- установить взаимосвязь между параметрами равновесной системы, что дает возможность вычислить неизвестный параметр системы по другим известным параметрам;

- оценить величину изменения параметров системы при осуществлении какого-либо процесса в ней;

- определить параметры системы после перехода ее их одного состояния в другое термодинамическое состояние или из одного технологического режима в другой режим проведения процесса;

- определить принципиальную возможность протекания процесса в нужном направлении;

- оценить глубину протекания процесса в зависимости от условий.

До выполнения задания по химической термодинамике следует проработать лекционный материал соответствующего раздела. По учебнику [1] изучить теоретический материал и разобрать решения типовых задач по задачнику [2].

При определении параметров простейших термодинамических процессов идеальных газов советуем воспользоваться формулами, приведенными в таблицах 1.1 и 1.2. Необходимо обратить особое внимание на правильное применение соответствующих размерностей параметров. Используйте следующие значения универсальной газовой постоянной: R = 8,31 Дж/(моль·К) = 1,98 кал/(моль·К) = 0,082(л·атм)/(моль·К).

Тепловой эффект реакций при стандартных условиях определяется по формуле

_(1.1)

Соответствующие значения компонентов приведены в таблице 1.4.

При расчете тепловых эффектов при других температурах необходимо опираться на закон Кирхгофа и на вытекающее из него уравнение

, (1.2)

в котором - разность суммы теплоемкостей продуктов и исходных реагентов

, (1.3)

где индекс i – стехиометрические коэффициенты соответствующих исходных реагентов;

j – стехиометрические коэффициенты соответствующих продуктов реакции.

При этом можно сделать следующие допущения:

1. . Тогда.

2. . Тогда определяется по значениям теплоемкости компонентов реакционной системы при стандартных условиях (таблица 1.4) и значение вычисляют по формуле

. (1.4)

3. . При этом допущении необходимо учитывать температурную зависимость теплоемкости компонентов реакционной системы

, (1.5)

из которой следует

, (1.6)

где . Параметрырассчитываются аналогичным образом. Значенияа,b, c, c^/ компонентов реакции приведены в таблице 1.4.

Изменение энтропии реакции при стандартных условиях определяются исходя из значений S⁰ (таблица 1.4) по формуле:

. (1.7)

При определении необходимо учитывать температурную зависимость теплоемкости компонентов от температуры:

. (1.8)

Вычисление проводят по формуле

. (1.9)

Значение определяют по аналогичной формуле

. (1.10)

По знаку величин и определяют возможное направление протекания реакции при стандартных условиях и при температуре Т.

Если: G < 0 – самопроизвольное протекание химической реакции возможно;

G > 0 – самопроизвольное протекание химической реакции невозможно;

G = 0 – система находится в равновесии.

Литература: [1], с.59 – 105; [2], с.23 – 25, 32 – 34, 43 – 46, 57 – 59.

Таблица 1.1 Связь между основными параметрами состояния в изопроцессах и определение их функции перехода для n молей вещества ()

Процесс	Уравнение процесса	Связь между параметрами состояния	Работа в процессе	Количество теплоты, сообщенное в процессе
Изобарный
Изотерми- ческий
Изохорный
Адиабатный

Таблица 1.2 Изменение функций состояния системы в изопроцессах (n - количество вещества, )

Процесс	ΔH	ΔU	ΔS	Молярная теплоемкость
Изобарный	ΔН=ΔU+W=Q	ΔU=ncv(T2 – T1)
Изотерми-ческий	ΔН = 0	ΔU = 0
Изохорный	ΔН= nсp(T2 –T1)	ΔU= ncv(T2 – T1
Адиабатный				сад = 0