Казахстан, Алматы
СДЕЛАЙТЕ СВОИ УРОКИ ЕЩЁ ЭФФЕКТИВНЕЕ, А ЖИЗНЬ СВОБОДНЕЕ
Благодаря готовым учебным материалам для работы в классе и дистанционно
Скидки до 50 % на комплекты
только до
Готовые ключевые этапы урока всегда будут у вас под рукой
Организационный момент
Проверка знаний
Объяснение материала
Закрепление изученного
Итоги урока
Была в сети 29.04.2021 12:05
Омарова Маржан Маутбековна
преподаватель химии
44 года
4 478
9 743 
Местоположение
Термодинамика. Термохимия
Категория:
Химия
11.06.2018 22:28
Просмотр содержимого документа
«Термодинамика. Термохимия»
Основные термодинамические понятия.
Цель лекции :
- Предмет и задачи физической химии.
- Основные понятия химической термодинамики.
- Первое и второе начало термодинамики, термохимия, закон Гесса и его следствия, энтропия, свободная энергия Гиббса и направление химических процессов.
Термодинамика изучает взаимные превращения различных видов энергии,
связанные с переходом энергии между телами в форме теплоты и работы.
Теплота и работа рассматриваются в термодинамике как количественные
характеристики двух форм обмена энергией между телами (системой) и
окружающей средой. При этом, теплота характеризует обмен энергией в
форме кинетической энергии теплового, т. е. хаотического, движения
частиц (атомов, молекул, электронов и т. п.), а работа – в форме
кинетической энергии направленного, упорядоченного движения частиц.
Термодинамика образуется на двух основных законах, получивших название
первого и второго начал термодинамики. Оба начала выведены из
обобщения практического опыта.
Термодинамика включает следующие разделы: общую или физическую термодинамику, изучающую наиболее общие законы превращения энергии; техническую термодинамику, рассматривающую взаимопревращения теплоты и механической работы в тепловых машинах; химическую термодинамику, предметом которой являются превращения различных видов энергии при химических реакциях, процессах растворения, испарения, кристаллизации, адсорбции. Химическая термодинамика изучает не только соотношения между химической и другими видами энергии, но исследует возможности и предел самопроизвольного протекания химического процесса в конкретных условиях. Химическая термодинамика необходима для сознательного управления физико-химическими процессами, лежащими в основе химического производства.
Системой в термодинамике называют тело или совокупность тел, мысленно обособленных от окружающей среды.
Окружающей средой , называется остальная часть пространства со всем, что в ней находится. По величине термодинамические системы могут быть самыми разнообразными от булавочной иголки, до солнечной системы. Иными словами, система должна содержать достаточно большое число частиц, чтобы к ней были применимы такие понятия термодинамики, как теплота, температура, давление и т.п. Система называется гомогенной , если внутри нее нет поверхностей раздела между частями системы, различающимися по свойствам (например, раствор каких-либо веществ или газ в замкнутом сосуде), и гетерогенной , если такие поверхности раздела имеются (например, кристаллы соли в насыщенном растворе).
Термодинамическая система называется неизолированной или незамкнутой , если она может получать или отдавать тепло в окружающую среду и производить работу, а внешняя среда – совершать работу над системой. Система является изолированной или замкнутой , если она не имеет обмена теплом с окружающей средой, а изменение давления внутри системы не влияет на окружающую среду и последняя не может произвести работу над системой. Однородная часть системы с одинаковыми химическими и термодинамическими свойствами, отделенная от других частей видимой поверхностью раздела, или переходе через которую физические и химические свойства резко меняются, называется фазой. Наименьшее число составных частей системы, с помощью которых можно выразить состав любой ее фазы, назывется компонентами системы.
Свойства любой термодинамической системы определяются ее параметрами или, как их еще называют, независимыми переменными . Все параметры системы подразделяются на две группы. Параметры, которые определяют свойства, зависящие от размеров системы (объем, масса, энтропия), относятся к одной группе. Другую составляют такие параметры, которые не зависят от размеров системы (температура, давление, потенциал, молярный или удельный объем). Свойства системы, определяемые параметрами первой группы, называют экстенсивными , а определяемые параметрами второй группы – интенсивными .
Состояние системы может быть равновесным и неравновесным. Если термодинамические параметры с течением времени не изменяются без каких-либо внешних воздействий на систему, такое состояние ее называется равновесным . Состояние системы будет неравновесным, если ее параметры изменяются при отсутствии воздействия. Термодинамически равновесное состояние системы является в то же время истинным равновесием. Оно характеризуется тем, что бесконечно малые воздействия на систему вызывают бесконечно малые изменения в ней. Если это условие не выполняется, система находится в ложном равновесии.
Переход термодинамической системы из одного состояния в другое называется в термодинамике процессом . При любом процессе одни параметры системы остаются неизменными, другие изменяются. В зависимости от того, какие параметры при переходе системы из одного состояния в другое остаются постоянными, процессы делятся на изохорические (при постоянном объеме), изобарические (при постоянном давлении), изотермические (при постоянной температуре) и т. д.
Любая термодинамическая система обладает определенным запасом энергии, которая в термодинамике носит название внутренней энергии . С позиции теории строения вещества внутренняя энергия складывается из энергии теплового движения частиц, а также из всех видов внутримолекулярной и внутриатомной энергии, за исключением кинетической и потенциальной энергии всего тела (системы). Она зависти от вида и массы рассматриваемого вещества, а также от его агрегатного состояния, и не зависти от того, каким способом оно приведено в состояние. Обозначается внутренняя энергия буквой U . Она является экстенсивным свойством, так как зависти от количества рассматриваемого вещества.
Полную внутреннюю энергию системы определить невозможно, наука в настоящее время не располагает такими методами. Однако можно экспериментально определить изменение внутренней энергии системы при переходе ее из одного состояния в другое. Если обозначить через U1 внутреннюю энергию системы в состояние 1, U2 - ее внутреннюю энергию в состояние 2, то изменение энергии в процессе перехода этой системы из состояния 1 в состояние 2 будет равно:
Δ U = U1 – U2 (1)
Здесь символ Δ употребляется для обозначения разности, причем всегда из величины, относящейся к конечному состоянию системы, вычитается величина, относящаяся к начальному ее состоянию.
В изолированной системе сумма всех видов энергии является величиной постоянной, так как она не изменяется в результате взаимодействия частей, составляющих данную систему, т. е.
Σ E = U = const . (2)
Здесь Σ – знак суммирования, распространяющийся на все виды энергии, которая заключается в данной изолированной системе.
0 ). Процесс, сопровождающийся положительным тепловым эффектом, называют эндотермическим , а противоположный процесс ( Q ) – экзотермическим . " width="640"
Очень важной характеристикой состояния термодинамической системы является энтальпия , обозначаемая символом Н. Как внутренняя энергия, энтальпия является функцией состояния системы, и ее изменение в процессе не зависит от пути процесса, а лишь от начального и конечного состояний. С внутренней энергией, как будет показано в дальнейшем, она связана соотношением
H = U + pV (3)
Где р – давление, V – объем рассматриваемой системы.
Абсолютное значение энтальпии не может быть вычислено с помощью уравнений термодинамики, так как она включает в себя абсолютную величину внутренней энергии. Поэтому на практике обычно определяют изменение энтальпии Δ Н системы:
Δ Н = Н2 – Н1 (4)
В случае, когда энергия переходит от окружающей среды к системе, теплоту процесса принято считать положительной ( Q0 ). Процесс, сопровождающийся положительным тепловым эффектом, называют эндотермическим , а противоположный процесс ( Q ) – экзотермическим .
Первое начало термодинамики
Первое начало (или первый закон) термодинамики и есть закон сохранения энергии. Термодинамика рассматривает преимущественно две формы, в виде которых совершается превращение энергии в теплоту и работу. Поэтому первое начало термодинамики и устанавливает соотношение между тепловой энергией ( Q ) и работой ( W ) при изменении общей энергии системы ( Δ U ). Изменение общей энергии системы выражается уравнением
Δ Н = Н2 – Н1 (1)
Из постоянства запаса внутренней энергии изолированной системы непосредственно вытекает: в любом процессе изменение внутренней энергии какой-нибудь системы равно разности между количеством сообщенной системе теплоты и количеством работы, совершенной системой:
Δ U = Q – A (2)
Отсюда получаем
Q = Δ U + A (3)
Это уравнение является математическим выражением первого начала термодинамики, которое в данном случае имеет следующую формулировку: подведенное к системе тепло Q идет на увеличение внутренней энергии системы ΔU и на совершение внешней работы А.
Если изменение, претерпеваемое системой, бесконечно мало, то уравнение первого начала термодинамики можно записать в следующем виде:
δ Q = dU + δ A
Где δ Q - бесконечно малое количество теплоты, поглощаемое системой; dU – бесконечно малое приращение внутренней энергии системы; δ A – бесконечно малая работа, совершаемая системой в том же процессе.
В изолированной системе, сумма всех видов энергии есть величина постоянная. Вечный двигатель первого рода невозможен, так как невозможно создать такую машину, которая производила бы работу без подведения энергии извне.
Система может переходить из одного состояния в другое различными путями. Но в соответствии с законом сохранения энергии.
Изменение внутренней энергии Δ U системы не зависит от пути перехода: оно одинаково во всех случаях, если одинаковы начальное и конечное состояния системы. Количество же теплоты и количество работы W зависят от этого пути. Однако как бы ни менялись значения Q и A при разных путях перехода системы из одного состояния в другое, их алгебраическая сумма всегда одинакова, если только одинаковы начальное и конечное состояния системы.
Если процесс идет при постоянном давлении (р = const ), то, интегрируя, получим
Q p = U 2 – U 1 + p(V 2 -V 1 )
или
Q p = (U 2 +pV 2 ) – (U 1 + pV 1 ) = H 2 – H 1 = Δ H
Из уравнения видно, что теплота, поглощаемая при постоянном давлении, равна приросту энтальпии Δ H и не зависит от пути процесса. Из уравнения имеем
dH = dU + pdV
Таким образом, энтальпию можно определять как тепловой эффект (с соответствующим знаком) процесса, протекающего при постоянном давлении.
Величиной U пользуются при исследовании изохорных процессов, протекающих при постоянном объеме системы, а величиной Н – изобарных процессов, протекающих при постоянном давлении.
Изменение энтальпии Δ H химической реакции обычно как разность изменения энтальпий продуктов реакции и исходных веществ:
Δ Н реакции = Δ H прод - Δ H исх.в-в
Изменение энтальпии принято считать положительным, если тепловой эффект реакции отрицателен, т.е. если в процессе реакции теплота поглощается, и отрицательным, если тепловой эффект реакции положителен, т.е. выделяется теплота.
Первое начало термодинамики имеет огромное философское значение. Утверждая неуничтожимость энергии, оно тем самым обосновывает и неуничтожимость материи, поскольку энергия без материи существовать не может. Во всех процессах превращения материи неразрывно связаны с превращением энергии.
Тепловые эффекты химических реакций
Раздел физической химии, изучающий тепловые изменения при химических реакциях, называется термохимией . Начальные основы термохимии впервые были заложены М. В. Ломоносовым. Было установлено, что все химические реакции сопровождаются поглощением или выделением тепловой энергии. Реакции, идущие с выделением теплоты, получили название экзотермических , а с поглощением теплоты – эндотермических . К реакциям первого типа относятся горение угля, спирта, метана, реакции нейтрализации.
Количество выделенной или поглощенной теплоты при той или иной химической реакции называется тепловым эффектом . Его обычно относят к молю реагирующего вещества и выражают в джоулях. В технике иногда тепловые эффекты относят к 1 кг вещества, а для газов – к 1 м³.
В химии при обозначении тепловых эффектов применяются знаки, обратные тем, которые используются в термодинамике. В термодинамике подводимая к системе теплота положительная, а теплота, которая выделяется, - отрицательная. В химии же, наоборот, тепловой эффект реакций, если они сопровождаются выделением теплоты, считается положительным, а если поглощением теплоты – отрицательным.
В термохимии принято химические процессы записывать в виде так называемых термохимических уравнений, в которых указывается тепловой эффект реакций. Например:
Н2 + ½О2 = Н2О + 285,85 кДж (а)
Сн4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О + 874,92 кДж (б)
Н2О + С = Н2 + СО – 129,70 кДж (в)
СаСО3 = СаО + СО2 – 179,08 кДж (г)
Из уравнений (а) и (б) следует, что в результате сгорания 1 моль водорода или метана выделяется соответственно 285,85 и 874,92 кДж теплоты. Уравнения (в) и (г) показывают, что при взаимодействии 1 моль воды с 1 моль углерода поглощается 129,70 кДж теплоты, а при разложении 1 моль карбоната кальция поглощается 179,08 кДж теплоты.
То количество теплоты, которое выделяется или поглощается при образовании 1 моль сложного вещества из простых веществ, в термохимии называют теплотой образования данного вещества.
Количество теплоты, выделяемое или поглощаемое при разложении 1 моль сложного вещества на более простые соединения, называют теплотой разложения. Например, теплота разложения карбоната кальция равна – 179,08 кДж. В зависимости от природы растворителя и растворяемого вещества процесс растворения может сопровождаться выделением или поглощением теплоты. Количество теплоты, выделяющееся или поглощаемое при растворении 1 моль вещества, называют теплотой растворения. Теплота растворения зависти от относительных количества растворителя и растворенного вещества. Постоянство теплоты растворения наблюдается, когда на 1 моль растворенного вещества приходится более 300 моль растворителя. Таким образом, теплотой растворения называют количество теплоты, поглощающейся или выделяющейся при растворении 1 моль вещества в очень большом количестве растворителя, т.е. растворителя берут столько, чтобы при дальнейшем разбавлении раствора уже не наблюдалось добавочного теплового эффекта.
Теплотой нейтрализации называется количество теплоты, которое выделяется при взаимодействии грамм-эквивалента кислоты с грамм-эквивалентом щелочи. Закон постоянства теплоты нейтрализации не соблюдается при нейтрализации слабых кислот слабыми основаниями: теплота нейтрализации в этих случаях бывает меньше, чем при взаимодействии сильных кислот и оснований. Это объясняется тем, что в реакциях слабых электролитов на тепловой эффект нейтрализации накладываются теплота диссоциации и другие явления. При смешивании разбавленных растворов солей теплового эффекта не наблюдается. Так, при взаимодействии в растворе
LiCl + KBr LiBr + KCl
не наблюдается ни выделения, ни поглощения теплоты. Это явление было открыто Г.И. Гессом в 1841 г. и объясняется тем, что никаких существенных изменений с участвующими в процессе ионами – ( Li. K. Cl и Br ) не происходит. Однако для необратимых процессов закон термонейтральности не выполняется. Например, в реакции
AgNO3 + KCl AgCl + KNO3
выпадает осадок и имеет место тепловой эффект реакции.
Еще одно важное для термохимии понятие – теплота сгорания.
Теплота сгорания какого-либо вещества есть количество теплоты, которое выделяется при полном сгорании1 моль вещества в токе кислорода.
Основные законы термохимии и термохимические расчеты
В 1840 г. Г.И. Гесс установил основной закон термохимии: тепловой эффект химической реакции зависит только от начального и конечного состояния реагирующих веществ и не зависит от пути, по которому реакция протекает.
Закон Гесса имеет большое практическое применение. Он дает возможность вычислять тепловые эффекты, не проводя химических реакций. Этот закон выполняется также в физиологии и в биохимии. Так, количетсво теплоты, получаемой от окисления пищевых продуктов в организме в результате целой серии сложных реакций, и количество теплоты, выделяемое при сжигании этих веществ в калориметрической бомбе, оказались тождественными.
Следствие первое. Количество теплоты, необходимое дляразложения сложного вещества на боле простые, равно количеству теплоты, выделяющемуся при его образовании из простых веществ (закон Лавуазье – Лапласа).
Са + ½О 2 = СаО + 634,71 кДж
Соответственно для разложения одного моля СаО на кальций и кислород необходимо затратить 634,71 кДж, т.е.
СаО = Са + ½О 2 – 634,71 кДж
Следствие второе . Если совершаются две реакции, приводящие из различных начальных состояний к одинаковым конечным, то разница между тепловыми эффектами представляет тепловой эффект перехода из одного начального состояния в другое. Это следствие используется в термохимических расчетах. Например, тепловые эффекты при сжигании угля высокой степени чистоты, алмаза и графита до двуокиси углерода следующие:
С уг + О 2 = СО 2 + 409,20 кДж
С гр + О 2 = Со 2 + 393,51 кДж
С алм + О 2 = Со 2 + 395,39 кДж
Пользуясь следствием из закона Гесса, можно рассчитать тепловые эффекты перехода из одного аллотропного состояния в другое.
Следствие третье . Если совершаются две реакции, приводящие из одинаковых начальных состояний к различным конечным, т.е. разница между их тепловыми эффектами представляет тепловой эффект перехода из одного конечного состояния в другое. Это следствие также используется при расчетах. Например, сжигая углерод и окись углерода до двуокиси углерода, можно опытным путем определить их тепловые эффекты:
С + О 2 = СО 2 + 409,20 кДж (а)
СО + ½О 2 = СО 2 + 284,93 кДж (б)
Вычитая уравнение (б) из уравнения (а), можно вычислить тепловой эффект реакции сжигания углерода до окиси углерода:
С + ½О 2 = СО + 124,26 кДж
Тепловой эффект этой реакции экспериментальным путем определить очень трудно, потому что невозможно сжечь уголь до окиси углерода без того, чтобы не образовалась частично и двуокись углерода.
© 2018, Омарова Маржан Маутбековна 1489 11
Рекомендуем курсы ПК и ППК для учителей
Похожие файлы
Вебинар для учителей
Свидетельство об участии БЕСПЛАТНО!
Полезное для учителя
Реализация образовательных программ осуществляется с применением исключительно электронного обучения и ДОТ
