Читайте также:
|
|
4.1 Основные положения.
4.1.1 Энергетические эффекты химических реакций. Внутренняя энергия и
энтальпия. Термохимия, термохимические законы. Энтальпия образования химических
соединений. Энергетические эффекты при фазовых переходах. Термохимические расчеты.
В ходе химической реакции происходит превращение веществ, следовательно, разрушаются химические связи, на что затрачивается энергия и образуются другие вещества при этом энергия выделяется. Поэтому любая реакция сопровождается поглощением или выделением энергии.
Внутренняя энергия (U) – это общий запас энергии системы, включая энергию поступательного и вращательного движения молекул, энергии внутремолекульных колебаний атомов, внитреядерную энергии, т. е. все виды энергии, кроме кинетической энергии как целого и ее потенциальной энергии. Внутренняя энергия является функцией состояния системы, т. е. U=f(P,V,T,νа,νв,νс)
Сумма внутренней энергии и произведение объема системы на внешнее давление называется энтальпия H, Дж – это теплосодержание системы. Энтальпия как и внутренняя энергия является функцией состояния системы.
Для того чтобы сравнить между собой теплоты различных реакций необходимо точно указать условия при которых они протекают. В термохимии принято стандартное состояние вещества при – это давление 101 кПа и температура 298 к.
Символ ∆H0298 – это изменение энтальпии веществ реакции в стандартном состоянии для исходных веществ и продуктов реакции.
Стандартная теплота образования вещества ∆H0f298 – это тепловой эффект образования одного моль вещества из простых веществ при стандартных условиях. Условно принято, что теплота образования простых веществ равна 0. Величина стандартных тепло образования сложных веществ приводится в справочных таблицах.
Энтальпи́я, также тепловая функция и теплосодержание — термодинамический потенциал, характеризующий состояние системы в термодинамическом равновесии при выборе в качестве независимых переменных давления, энтропии и числа частиц.
Проще говоря, энтальпия — это та энергия, которая доступна для преобразования в теплоту при определенном постоянном давлении.
Если термомеханическую систему рассматривать как состоящую из макротела (газа) и поршня площадью S с грузом весом Р = pS, уравновешивающего давление газа р внутри сосуда, то такая система называется расширенной.
Энтальпия или энергия расширенной системы Е равна сумме внутренней энергии газа U и потенциальной энергии поршня с грузом Eпот = pSx = pV
Таким образом, энтальпия в данном состоянии представляет собой сумму внутренней энергии тела и работы, которую необходимо затратить, чтобы тело объёмом V ввести в окружающую среду, имеющую давление р и находящуюся с телом в равновесном состоянии. Энтальпия системы H — аналогично внутренней энергии и другим термодинамическим потенциалам — имеет вполне определенное значение для каждого состояния, т. е. является функцией состояния. Следовательно, в процессе изменения состояния
Изменение энтальпии (или Тепловой эффект химической реакции) не зависит от пути процесса, определяясь только начальным и конечным состоянием системы. Если система каким-либо путём возвращается в исходное состояние (круговой процесс), то изменение любого её параметра, являющегося функцией состояния, равно нулю.
Термохи́мия — раздел химической термодинамики, в задачу которой входит определение и изучение тепловых эффектов реакций, а также установление их взаимосвязей с различными физико-химическими параметрами. Ещё одной из задач термохимии является измерение теплоёмкостей веществ и установление их теплот фазовых переходов.
Термохимические расчеты:
· Тепловой эффект реакции (энтальпия реакции) при Vconst или Pconst не зависит от пути процесса (от числа промежуточных стадий), а определяется только начальным и конечным состоянием системы.
Наглядно этот закон можно показать на реакции образования СО2.
С + ½О2=СО СО + ½О2= СО2
ΔH0I ΔH0II
С(гр.)+ О2 СО2(г.)
Исходное состояние ΔH0х.р. Конечное состояние
ΔH0х.р.=ΔH0I + ΔH0II; -393,5= -1105 - 283
С(графит) + О2= СО2; ΔH0= -393,5 кДж/моль
С(гр.) + ½О2(г.) =СО(г.); ΔH0I = -110,5 кДж/моль
СО(г.) + ½О2(г.)= СО2(г.); ΔH0II = -283 кДж/моль
Закон Гесса позволяет рассчитывать энтальпии отдельных стадий, которых экспериментально определить трудно. Так, из рассмотренного примера можно рассчитать энтальпию реакции окисления СО до СО2;
СО + ½О2= СО2, ΔH0II; ΔH0II = ΔH0 – ΔH0I= -393,5 – (-110,5)= -283 кДж/моль
Из закона Гесса вытекает ряд следствий. Некоторые из этих следствий раньше считались индивидуальными законами.
Дата добавления: 2015-01-29; просмотров: 34 | Поможем написать вашу работу | Нарушение авторских прав |