- •Введение
- •Основные понятия химии
- •Основные законы химии
- •Основы химической термодинамики
- •Строение вещества
- •Строение атома
- •Строение электронных оболочек
- •Размещение электронов в атоме
- •Электронные формулы атомов и ионов
- •Периодический закон и периодическая система элементов
- •Изменение свойств химических элементов в периодах и группах периодической системы
- •Химическая связь
- •Ковалентная связь
- •Метод валентных связей
- •Метод молекулярных орбиталей (ммо)
- •Молекула н2
- •Молекула Не2
Основы химической термодинамики
К изучению химических процессов следует подходить через ряд последовательных приближений. На первом этапе целесообразно рассмотреть лишь начальное и конечное состояния взаимодействующих тел, не учитывая путь, по которому протекает процесс, и развитие процесса во времени. Такой подход называется термодинамический. Для удобства изучения необходимо изолировать объекты исследования. Такая совокупность тел, выделенная из пространства, называется системой. Если между системой и окружающей внешней средой отсутствует массо- и теплообмен, то такая система называется изолированной. Если это условие не соблюдается, то система называется открытой. Если в системе возможен только теплообмен, то она называется закрытой.
Состояние любой системы характеризуется определенными термодинамическими параметрами, к которым относятся температура (Т), давление (Р), объем (V), химический состав. Изменение хотя бы одного из параметров ведет к изменению состояния системы.
Состояние системы можно представить в виде так называемого уравнения состояния:
(Р, V, T) = 0
Поскольку для большинства реальных систем уравнение состояния в явном виде неизвестно, для термодинамического описания системы пользуются функциями состояния, которые могут быть однозначно определены через параметры Р, V и T. Значения этих функций не зависят от характера процесса, приводящего систему в данное состояние. К функциям состояния относятся: 1) внутренняя энергия системы (U);
2) энтальпия (теплосодержание) системы (Н);
3) энтропия (мера беспорядка) системы (S);
4) свободная энергия Гиббса (G);
5) свободная энергия Гельмгольца (F).
Химические реакции сопровождаются выделением или поглощением энергии как правило в форме теплоты. Реакции, в которых теплота выделяется, называются экзотермическими, а реакции, идущие с поглощением теплоты, - эндотермическими. Так как выделение теплоты приводит к уменьшению теплосодержания системы, то Q = - H, где Q – количество теплоты, а H – изменение энтальпии системы.
Таким образом, условием экзотермической реакции является Q > 0 или H < 0, а условием эндотермической реакции - Q < 0 или H > 0.
Уравнение химической реакции, включающее величину теплового эффекта (энтальпии), называется термохимическим уравнением:
2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О(ж) + 571,6 кДж
или
2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О(ж); H = 571,6 кДж
Теплотой образования соединения называется количество теплоты, выделяемой или поглощаемой при образовании 1 моль соединения из простых веществ в их наиболее устойчивых модификациях. Так, теплота образования воды
Hобр(Н2О) = 571,6/2 = 285,8 кДж/моль
Теплота образования вещества, измеренная в стандартных условиях (Т = 298 К, Р = 101325 Па), называется стандартной теплотой образования и обозначается H0. Стандартная теплота образования простого вещества в его наиболее устойчивой модификации принимается равной нулю.
Вычисление теплоты реакции по теплотам образования участвующих в ней веществ производится на основании закона Гесса: тепловой эффект химической реакции зависит только от состояния исходных и конечных продуктов и не зависит от того, через какие стадии реакция проходит. Тепловой эффект процесса равен сумме тепловых эффектов отдельных стадий процесса.
Например, горение угля может протекать в одну стадию:
С(тв) + О2(г) = СО2(г); H1 = 395,4 кДж,
или через промежуточное образование оксида углерода (II):
а) С(тв) + 1/2О2(г) = СО(г); H2 = 110,7 кДж,
б) СО(г) + 1/2О2(г) = СО2(г); H3 = 284,7 кДж.
Суммарная теплота, выделяемая в результате реакции, в обоих случаях одинакова: H1 = H2 + H3.
Согласно следствию из закона Гесса, теплота реакции равна разности между суммами стандартных теплот образования конечных продуктов и исходных веществ. Например, для реакции
MgO(тв) + CO2(г) = MgCO3(тв)
H0реакции = H0(MgCO3) – [H0(MgO) + H0(CO2)] =
= +115,6 – (– 602,0 – 395,4) = 1113,0 кДж.
Стандартные теплоты образования веществ – табличные данные.
Для протекающих в природе процессов известны две движущие силы – стремление перейти в состояние с наименьшим запасом энергии (H < 0) и стремление перейти в состояние наибольшего беспорядка (S > 0). Так как в химических реакциях обычно изменяются и энергия системы, и ее энтропия, то реакция протекает в том направлении, в котором суммарная движущая сила реакции уменьшается. В изобарно-изотермических условиях (при прстоянных давлении и температуре) общая движущая сила реакции называется энергией Гиббса:
G = H – TS
Отрицательное значение изменения энергии Гиббса (G < 0) является условием самопроизвольного протекания реакции.
Температуру, при которой G = 0, называют температурой начала реакции. В этом случае ТG = 0 = H / S.
Изменения энергии Гиббса и энтропии в химических реакциях аналогичны изменениям энтальпии (теплового эффекта) и определяются в соответствии со следствием из закона Гесса:
Н0 = (Н0продуктов – Н0исх. в-в),
G0 = (G0продуктов – G0исх. в-в),
S0 = (S0продуктов – S0исх. в-в).