Основные понятия химической термодинамики

окружающей средой
(termos − теплый, dynamikos − сила)

Основные понятия

химической термодинамики

реакции, сопровождающийся разрывом связей в исходных веществах и образованием связей

в продуктах реакции.
Процесс разрыва связи – эндотермический;
Процесс образования связи – экзотермический;
Любая химическая реакция сопровождается выделением или поглощением энергии в виде теплоты, света или работы расширения образовавшихся газов

Энергетика химических превращений

Физико-химические закономерности протекания химических реакций

физико-химических процессов:
растворение,
диссоциация,
изменение агрегатного состояния,
…

возможность осуществления данного процесса;
направление изменений в данной системе;
предел изменений
в данной системе

движения материальных систем
Система (термодинамическая система) − тело или группа

тел, отделенных от окружающей среды реальной или воображаемой (гипотетической) поверхностью раздела

Полная энергия системы (Е) – сумма кинетической (ЕК) и потенциальной энергии (ЕП) системы как целого и внутренней энергии системы (U)
E = ЕК + ЕП + U
Макроскопические характеристики или параметры,
используемые для описания состояния системы:
T – абсолютная температура (К);
р – давление (Па или кПа);
V – объем (м3);
m – масса (кг);
…

к другой











Процесс − переход системы из одного состояния

в другое






Различают процессы:
1) T = const (изотермический);
2) р = const (изобарный);
3) V = const (изобарный)

Неупорядоченная

Упорядоченная

Теплота (Q)

Работа (А)

энергией или веществом различают: виды термодинамических систем
В изолированной термодинамической системе запас

внутренней энергии постоянен, ⇒ ΔU = 0

запас энергии системы, равный сумме кинетической энергии движения частиц (молекул,

атомов, ионов, электронов и т.д.), составляющих систему, и потенциальной энергии взаимодействия указанных частиц.

Первое начало термодинамики:
Q = A + ΔU
Теплота (Q), которая поглощается или выделяется системой, равна сумме изменения внутренней энергии системы (ΔU) и работы (А), которая совершается системой или над системой.

состояния
в другое

U2 − U1
р = const (изобарный) ⇨ р2 = р1

Qр − тепловой эффект изобарного процесса или реакции
Qр = A + ΔU
А = р ∙ V2 − р ∙ V1 = р ∙ ΔV ≠ 0
(система имеет возможность изменять свой объем)
Qр = р ∙ ΔV + ΔU = (р ∙ V2 − р ∙ V1) + (U2 − U1) =
= (р ∙ V2 + U2) − (р ∙ V1 + U1) = Н2 − Н1 = ΔН
Введение термодинамической функции − энтальпия или теплосодержание системы
Н = р ∙ V + U
Qр = ΔН

сопровождаются повышением энтальпии системы, ΔН > 0
Н
Н
Ход реакции
Ход реакции
Энтальпийные диаграммы

экзотермической и эндотермической реакции

Δ Н < 0

Δ Н > 0

исходные
вещества

исходные
вещества

продукты
реакции

продукты
реакции

U2 − U1

V = const (изохорный)

QV − тепловой эффект изохорного

процесса или реакции

QV = A + ΔU

Так как ΔV = 0, ⇒ А = р ∙ ΔV = 0

QV = ΔU

100 кПа = 1 бар (для газов, жидкостей и твёрдых

тел); Стандартная температура Т= 273 К (tº = 0°С = 32°F) (для газов); Стандартная молярность СМ = 1 моль/л (для растворов); Ионное произведение дистиллированной воды КW = 1,0 × 10−14 моль²/л²

Нормальные условия

Стандартные условия

p = 101325 Па = 101,325 кПа =
= 1 атм = 760 мм рт. ст.
T = 273 K (t°C = 0°C)

p = 100000 Па = 100 кПа = 1 бар

T = 298 K (t°C = 25°C)

Стандартные условия − значения температуры и давления, с которыми соотносятся значения других физических величин, зависящих от давления и температуры

Термодинамика
Стандартное состояние − состояние наиболее стабильной формы вещества (газ, жидкость или твёрдое тело)
Стандартные значения термодинамических величин обозначают нулем в верхнем индексе

образовании 1 моль связей,
или энергия, которая расходуется при разрыве

1 моль связей.

Если реакция протекает между несложными молекулами
с ковалентными связями, то для определения изменения энтальпии реакции или теплового эффекта реакции необходимо из суммарной энергии связей в исходных веществах необходимо вычесть энергию, которая выделяется при образовании связей в продуктах реакции.
В ходе реакции (1) H2 + Cl2 = 2HCl
разрушаются связи H−H и Cl−Cl, образуются связи H−Cl




∆Н0реакции = (∆Н0H−H•1 моль + ∆Н0Cl−Cl•1 моль) – ∆Н0Н−Cl•2 моль

∆Н0реакции = (436 кДж/моль•1 моль + 240 кДж/моль•1 моль) –
– (430 кДж/моль•2 моль) = – 184 кДж ⇨
H2 + Cl2 = 2HCl + 184 кДж или H2 + Cl2 = 2HCl; ∆Н0реакции = –184 кДж