Основы химической термодинамики

друга.
Все химические реакции сопровождаются энергетическими эффектами.
Термодинамика позволяет определить:
Количество поглощенной или

выделенной энергии в ходе химической реакции;
Возможность самопроизвольного протекания химической реакции без эксперимента.

расходуется на изменение внутренней энергии ∆U
и на совершение

работы А

Q = ∆U + А

энергия идеального газа зависит только от его температуры, поэтому с

ростом температуры внутренняя энергия растет.
Абсолютное значение U определить невозможно, но можно рассчитать ∆U.
Работа А – это работа против всех внешних сил, но обычно это работа изменения объема.



Теплота Q и работа А – две формы передачи энергии.

протекает при постоянном объеме (V=const);
изобарный – протекает при постоянном давлении

(p=const);
изотермический – протекает при постоянной температуре (T=const);
адиабатный – протекает без теплообмена с окружающей средой (∆Q=0).

постоянном давлении (p=const).
а) V=const
dV=0, A=0
QV=∆U
Вся теплота, подводимая в изохорных условиях,

идет на изменение внутренней энергии.
б) p=const

p ∙ ( V2 – V1 ) =
= (U2

+ pV2 ) – (U1 + pV1 )


H – энтальпия, теплосодержание.
QP = H2 – H1 = ∆H
Вся теплота, подводимая в изобарных условиях, идет на изменение энтальпии.

реакции теплоты.
По знаку теплового эффекта все реакции делятся на 2

типа.
Экзотермические реакции –это реакции, сопровождающиеся выделением теплоты.
При этом энтальпия уменьшается, т.к. энергия из системы уходит, выделяется.
∆ H < 0 – экзо.
2) Эндотермические реакции – это реакции, сопровождающиеся поглощением теплоты.
В результате этого теплосодержание системы возрастает.
∆ H > 0 – эндо.

эффект реакции ∆ H и состояние веществ:
(к) – кристаллическое,
(ж) –

жидкое,
(г) – газообразное,
(р) – растворенное.
Как правило, ∆ H приводится для стандартной температуры 250С (298,15 К) и стандартного давления 1 атм.


Если температура не равна 298,15К, она должна быть указана в нижнем индексе.

∆Н0298 = - 221 кДж.
(графит) (г)

(г)
В термохимии приняты дробные коэффициенты,
при этом число атомов должно быть целым.
С + ½ О2 = СО;
(графит) (г) (г)
∆Н0298 = - 110,5 кДж.

состояния исходных веществ и продуктов реакции
и не

зависит от пути перехода от исходных веществ к продуктам реакции.

продуктов реакции минус сумма теплот образования исходных веществ.
Теплота (энтальпия) образования

∆Н –
тепловой эффект реакции образования 1 моля вещества из простых веществ,
устойчивых при Т=298,15 К (250С) и р=1 атм,
т. е. в стандартных условиях.
Это справочная величина.
Теплота образования простых веществ, устойчивых при стандартных условиях, равна 0.
∆Н0(О2)=0; ∆Н0(О3)≠0 ; ∆Н0(Zn) ≠ 0 .
(г) (г) (тв)
[∆Н0]=кДж/моль.

т.е. с учетом коэффициентов:
если в уравнении реакции есть коэффициенты,

не равные 1, то ∆Н0 такого вещества надо умножить на коэффициент.
aA + bB = dD + eE
∆Н0=∑ ∆Н0(прод) -∑ ∆Н0(исх) =
(d ∆Н0(D) +e ∆Н0(E)) - (a ∆Н0(A) +b ∆Н0(B))

процессы, которые сопровождаются повышением энтропии.
Энтропия S – мера беспорядка системы,

мера хаотичности.

- сублимации (возгонке),
- расширении и т.п.
Процессы, связанные с повышением

порядка, -
- охлаждение,
- кристаллизация,
- конденсация,
- сжатие – сопровождаются уменьшением энтропии.

каждому молю, т.е. с учетом коэффициентов.

p, T=const,
он называется изобарно-изотермический потенциал,
или,

ради краткости, изобарный потенциал.
Чаще всего его называют энергия Гиббса G.

Невозможность самопроизвольного протекания реакции в прямом направлении.
Равновесие,

протекает и прямая, и обратная реакции одновременно.

Чем ∆G<0, тем дальше система от состояния равновесия и тем более она реакционноспособна.

Δ S
aA + bB = dD + eE
∆G0=∑ ∆G0(прод) -

∑ ∆G0(исх)=
=(d ∆G0(D) +e ∆G0(E)) - (a ∆G0(A) +b ∆G0(B)).
∆G0, как и ∆H0, для простых веществ, устойчивых при стандартных условиях, равно 0.
∆G0(О2)=0; ∆G0(О3)≠0 .
(г) (г)
[∆G0]=кДж/моль,
∆G0 – это справочная величина.

∆S0
Реакция, не идущая самопроизвольно при стандартных условиях, может пойти при

других p и T.

(г) (г) (г) (г)
Определить тепловой эффект реакции ∆Н0
∆Н0=∑ ∆Н0(прод) - ∑ ∆Н0(исх)=
=(2 ∆Н0(СO) +2 ∆Н0(Н2)) - (∆Н0(CH4) + ∆Н0(CO2)) =
=(2·(-110,52) + 2·0) – (-74,85 + (-393,51)) =
= 247,32 (кДж).
∆Н0>0, - реакция эндотермическая.

·S0(СO) +2 · S0(Н2)) - (S0(CH4) + S0(CO2)) =
=(2 ·197,91

+ 2 ·130,59) – (186,19 + 213,65) =
=257,16 (Дж/К)

- T ∆S0 =
=247,32 кДж – 298,15 К·257,16 ·10-3

кДж/K ≈
≈ 170,65 кДж.
∆G0>0, - процесс самопроизвольно не идет при Т=298,15 К и р=1 атм.

при температуре равновесия.
В этом случае ∆G0 = 0,
тогда правая часть

уравнения Гиббса равна нулю:
∆Н0 - T ∆S0 =0,
∆Н0 = Tравн· ∆S0 , отсюда