Основи хімії (стр. 6 из 21)

Для кожної речовини молярна теплота являється постійною величиною і приводиться в довіднику. Тільки в одних довідниках вона має знак негативний (–), у других позитивний (+). Це залежить від того, з якої точки зору розглядати ентальпію системи відносно зовнішнього середовища.

Коли воно одержує тепло від реакційної системи, то ставимо знак плюс (+), а коли середовище віддає тепло системі – ставимо знак мінус (–

А тепер розглянемо ентальпію з точки зору самої системи. Коли система віддає тепло навколишньому середовищу, то ставимо знак мінус (–), а коли одержує тепло від середовища – ставимо знак плюс (+). В тому і другому випадку величини будуть однакові, тільки знаки різні.

Всі термохімічні розрахунки роблять на основі законів.

Закони термохімії

Закон Лавуазьє – Лапласа: 1784 р).

Теплота розкладення хімічної сполуки чисельно дорівнює теплоті її утворення взята з протилежним знаком.

Наприклад, теплота утворення СО із:

С + О

СО + 409 кДж/моль ,

то і для розкладання СО на прості речовини треба затратити стільки ж тепла 409 кДж/моль. Цей закон можна перенести і на реакції.

Тепловий ефект прямої реакції дорівнює тепловому ефекту зворотній реакції, взятий з протилежним знаком.

Дійсно, давайте представимо. Що при прямій реакції виділяється якась кількість тепла, а при зворотній – поглинається декілька менше. Тоді коли провести пряму і зворотну реакції ми будемо отримувати деяку кількість тепла, яке дорівнює різниці між тепловими ефектами цих реакцій.

Цей закон термохімії застосовують тоді, коли неможливо визначити тепловий ефект прямої реакції, але легко визначити зворотної. Наприклад, оксиди хлору ( ) отримати прямою дією неможливо, а значить і визначити тепловий ефект цієї реакції – немає можливості. Але можливо розкласти ці речовини на прості і виміряти їх тепловий ефект.

Сумарний тепловий ефект хімічного процесу не залежить від того вівся він в одну стадію чи декілька проміжних стадій, а залежить від початкового і кінцевого становища системи. При постійному об^,ємі і температурі

Закон Гесса (1840 р.)

Цей закон дуже часто застосовується при термохімічних розрахунках, наприклад:

Одержання СО2 .

Припустимо, що у нас є чистий вуглець і достатньо кисню, тоді: со

СО

С, О

С + О СО + 393,5 кДж/моль, тобто

93,5 кДж/моль. Але одержати СО можливо в дві стадії. При недостатній кількості кисню, спочатку одержимо СО:

2С = О

2СО + 110,5 кДж/моль

При достатній кількості кисню:

2СО = О

2СО + 283 кДж/моль

А разом буде: = 393,5 кДж/моль.

Тобто, незалежно від того в скільки стадій проходила реакція, в одну або дві, енергії було затрачено 393 кДж/моль.

Термохімічні розрахунки

Базуючись на законах термохімії і використовуючи термохімічні таблиці можна проводити розрахунки теплових ефектів хімічних реакцій.

→

Уявіть собі, що речовини АВ і мали якусь кількість скритої внутрішньої енергії і

. В результаті реакції цих речовин не стало – утворилися інші АС і з іншою енергією і при цьому виділилась енергія _х. Тоді:

х –

тепловий ефект (ентальпія) реакції буде рівнятися різниці між сумою теплоти

утворення продуктів реакції і сумою теплових ефектів (ентальпій) початкових речовин. З урахуванням коефіцієнтів перед формулами.

(Наслідок із закону Гесса).

В термохімічних рівняннях вказують модифікацію і фазовий стан реагуючих речовин: к – кристалічна; р – рідина; г – газ.

Ми познайомилися з основними положеннями термохімії.

Система - це умовно виділені з оточуючого середовища тіло чи група тіл, які взаємодіють між собою. Система може бути ізольованою, коли між нею і оточуючим середовищем не відбувається обміну речовинами та енергією (відсутній масо та теплообмін). Закритою – якщо не відбувається масообміну, але можливий теплообмін. Відкритою - коли можливий масо – так і теплообмін.

Гомогенна – однорідна, гетерогенна – різнорідна, фізична – без зміни властивостей, хімічна – зміна властивостей

Речовини, що входять до системи, але можуть бути з неї виділені й існувати поза системою, називають компонентами.

Термодинамічні системи можуть протікати при постійному тиску і називаються ізобарними, при постійній температурі – називаються ізотермічними, при постійному об‟ємі – називаються ізохорними.

Становище системи характеризується такими величинами як внутрішня енергія – ентальпія – Н, ентропія – , енергія Гіббса –

Внутрішня енергія – це енергія поступального, обертального і коливального руху молекул, атомів, частинок. Це енергія зв„язку між молекулами, ядрами і електронами.

Абсолютну величину внутрішньої енергії визначити неможливо, а в цьому і нема потреби, бо людство в своїй діяльності має стосунки тільки із зміненням енергії . Наприклад, проходить реакція:

2Н + О ∆υ

υ –запас вн.	υ –запас вн.	зміна енергії
енергії	енергії

∆υ = υ – υ

Коли ця реакція йде при постійному об„ємі, то зміна енергії буде числено рівнятися теплоті поглинання цією системою, або тепловому ефекту, взятому з протилежним знаком.

∆υ =

V₁ - начальний об^,єм газа, V₂ - кінцевий, _^V – збільшення об^,єма газа.

Найчастіше за все в хімії ми маємо справу з процесами, що протікають при постійному тиску. Наприклад, підігріваємо газ у закритому посуді, тобто під поршнем. Газ почне розширюватися на величину ΔV, при цьому буде здійснена робота проти зовнішнього тиску

А = р ΔV

Надлишок енергії ΔU піде на збільшення внутрішньої енергії системи

ΔU – , або

ΔU = р ΔV, тобто:

Збільшення внутрішньої енергії системи дорівнює теплоті, що надається зовні, за вирахуванням роботи, яка здійснюється проти зовнішніх сил. (І початок термодинаміки)

Як було вже сказано, що реакції частіше за все йдуть при постійному тиску і температурі, в такому разі зручніше користуватися ентальпією, що дорівнює тепловому ефекту узятому з протилежним знаком, тоді:

Δ Δ – Δ

Ентальпія прагне до порядку (найбільше вона у кристалах), тобто добре будуть йти ті реакції, при яких виділяється енергія (правило Бертло–Томсена).

Другими словами, самовільно можуть протікати ті процеси, при яких ентальпія зменшується. Тобто коли частинки речовини прагнуть до хаосу, Це розчинення, випаровування, плавлення і т.д.

Міра невпорядкованості, або можливості (ймовірності) становища речовини називається ентропією , Δ ), або це властивість речовини, яка відображає становище внутрішньої структури в зв„язку тепловим рухом частинок називається ентропією, S.

Ентропія прагне до безпорядку, тобто до хаосу. Змінення ентропії системи.

Як бачимо з рис. по мірі розчинення кристалічної речовини, ентропія зростає, рівновага наступає між кристалічною речовиною і рідиною, а також між рідиною і газом.

Таким чином, самовільно можуть протікати ті процеси при яких ентропія збільшується

(ІІ–початок термодинаміки).

У самій природі закладено прагнення до переходу (зміни) із більш упорядкованого становища в менш упорядковане.

Теплоту енергії ( ) треба розглядати як добуток температури (фактор інтенсивності) на ентропію ( фактор ємності, або екстенсивності). g

(кДж/К моль) T

Фактор інтенсивності – температура, концентрація, тиск, потенціали.

Фактор ємності – маса, об„єм, кількість електрики.

Енергія Гіббса

Енергія Гіббса ще називається ізобарно–ізотермічним потенціалом, тому що реакції протікають при постійному тиску і температурі. Вона вказує на зв„язок між ентальпією і ентропією.

Δ = Δ – Δ

Ці два фактори діють у взаємно протилежних напрямках і який з них переважає, в тому і протікає реакція. Наприклад,

Δ – реакція протікає самовільно в прямому напрямку;

Δ – реакція протікати не може в зворотньому напрямку;

Δ – система знаходиться в стані рівноваги;

По енергії Гіббса можна оцінити в якому напрямку буде йти реакція при різних температурах.

–низька, тоді ТΔ < Δ ; Δ >0 ; Δ

Тому реакції проходять в протилежному напрямку, в сторону екзотермічної реакції.

–висока; тоді ТΔ > ΔН ; Δ < 0; Δ

Реакція буде йти в прямому напрямку, в сторону ендотермічної реакції. Усі 3 величини:

ентальпія, ентропія і енергія Гіббса підпорядковані закону Гесса, тому: