Лекция 5. Основы химической термодинамики

Лекция 5
Основы химической
термодинамики
1. Основные понятия и определения
Химическая термодинамика (ХТД) – раздел химии,
изучающий:
- энергетические эффекты ХР;
- возможность и направление протекания ХР;
- состояние хим. равновесия.
Термохимия – раздел ХТД, который изучает и объясняет
тепловые явления, сопровождающие ХР.
Система – вещество или совокупность веществ,
обособляемых от окружающей cреды:
- открытая
- гомогенная
(обмен энергией и массой);
(все в-ва в одном агрегатном
- закрытая
состоянии);
(обмен только энергией);
- гетерогенная
- изолированная (нет обмена (в-ва находятся в разных
ни массой, ни энергией).
агрегатных состояниях).
2. Внутренняя энергия и энтальпия
Термодинамические параметры:
функции состояния системы
U – внутренняя энергия;
не зависят от пути протекания
Н – энтальпия;
процесса, а зависят только от
S – энтропия;
ее начального и конечного
состояния
G – энергия Гиббса.
Первый закон термодинамики:
теплота (Q), полученная системой, расходуется
на изменение её внутренней энергии (U)
и совершение работы (А).
Экзотермические реакции: Q > 0, H < 0
Эндотермические реакции: Q < 0, H > 0
Энтальпия – ТД функция состояния системы,
характеризующая её теплосодержание.
3. Стандартная энтальпия образования вещества
- это энтальпия реакции образования 1 моль вещва из простых вещ-в при стандартных условиях:
Т = 298 К (25 С);
Р = 101325 Па;
n = 1 моль;
 f H о, кДж/моль
С (для р-ров) = 1 М.
Энтальпии образования простых веществ в
термодинамически устойчивом состоянии
равны нулю.
fHо (О2, Cграфит) = 0 кДж/моль
fHо (О3) = ___ кДж/моль;
fHо (Салмаз) = ___ кДж/моль
4. Термохимические уравнения и расчеты
-
указывается знак и значение Но;
указывается агрегатное состояние вещ-в (г, ж, к);
возможны дробные коэффициенты;
возможны алгебраические действия.
Закон Гесса
Энтальпия ХР зависит от природы и состояния исх. вещ-в и
прод-в, но не зависит от пути, скорости и механизма ХР.
Следствия из Закона Гесса
1. Энтальпия ХР равна сумме энтальпий образ-я прод-в
р-ции за вычетом суммы энтальпий образ-я исх. вещ-в с
учетом стехиометрических коэффициентов.
Hо = fHо (прод.) · n – fHо (исх. вещ-в) · n
2. Энтальпия образ-я вещ-ва равна, но противоположна по
знаку энтальпии его разлож-я.
5. Направление химических реакций
Второй закон термодинамики
Второй закон термодинамики определяет, какие
процессы при данных условиях могут протекать
самопроизвольно.
Движущие силы самопроизвольного процесса:
1) стремление уменьшить внутреннюю энергию
(энергосодержание) системы и выделить теплоту
(H < 0) – энтальпийный фактор;
2) стремление частиц к хаотичному движению,
а системы – к переходу в менее упорядоченное
состояние – энтропийный фактор.
Энтропия – количественная мера беспорядка в
веществе или системе.
6. Энтропия
Энтропия – количественная мера беспорядка в
веществе или системе:
- не может быть
отрицательной
величиной;
- можно определить
абсолютные значения
энтропии для
различных вещ-в;
- энтропия является
функцией состояния.
Sо =  Sо(прод-в) · n –  Sо (исх. вещ-в) · n
6. Энтропия
Закономерности изменения энтропии
1. Энтропия возрастает при переходе вещества из
твёрдого состояния в жидкое и далее в газообразное.
Вещество
Н2О (к)
Н2О (ж)
Н2О (г)
So, Дж/К·моль
39
70,1
188,7
2. Усложнение молекулы приводит к возрастанию
энтропии.
Вещество
О
О2
О3
So, Дж/К·моль
161
205
239
3. Чем больше твердость вещества, тем меньше его
энтропия.
Вещество
Pb
W
С (графит)
С (алмаз)
So, Дж/К·моль
64,9
33
5,7
2,44
7. Энергия Гиббса
G = H – ТS
G – энергия Гиббса – ТД функция состояния системы,
характеризующая возможность самопроизвольного
протекания химического процесса.
В закрытых системах при постоянных Т и Р могут
протекать только те процессы, которые сопровождаются
уменьшением энергии Гиббса.
G < 0 самопроизвольный процесс возможен
G > 0 реакция не протекает в прямом направлении
G = 0 система находится в состоянии равновесия.
Температура изменения направления протекания реакции:
GoT = 0
Ho – T·So = 0 Ho = T·So T = Ho/So
8. Стандартная энергия Гиббса
fGо – станд. энергия Гиббса образования
вещ-ва
fGо < 0 – вещ-во термодинамически
устойчиво, его можно получить из
прост. вещ-в.
fGо > 0 – вещ-во термодинамически
неустойчиво, его можно получить
только косвенным путём.
Go298 = fGoпрод · n – fGoреаг · n