Реакции в термодинамике

Термодинамика химическая

Реакции в термодинамике

Термодинамика химическая, раздел физической химии, рассматривающий термодинамические явления в области химии, а также зависимости термодинамических свойств веществ от их состава и агрегатного состояния. Термодинамика химическая тесно связана с термохимией, учением о равновесии химическом и учением о растворах (в частности, электролитов), теорией электродных потенциалов, с термодинамикой поверхностных явлений.

  Термодинамика химическая базируется на общих положениях и выводах термодинамики и прежде всего — на первом начале термодинамики и втором начале термодинамики. Первое начало и важнейшее его следствие — Гесса закон служат основой термохимии.

При термохимических расчётах большую роль играют теплоты образования веществ, значения которых для каждого из реагентов позволяют легко вычислить тепловой эффект реакции; для органических веществ подобную роль играют теплоты сгорания. Наряду с измерениями тепловых эффектов различных процессов (см.

Калориметрия) используются и определение энергии связи между атомами на основе спектральных данных, и различные приближённые закономерности. Первое начало термодинамики лежит в основе Кирхгофа уравнения, выражающего температурную зависимость теплового эффекта химической реакции.

Второе начало термодинамики служит основой учения о равновесии, в частности химического. Его применение к изучению химических реакции впервые было дано в работах Дж. Гиббса, А. Л. Потылицына, Г. Гельмгольца, Я. Вант-Гоффа, А. Л. Ле Шателье.

В термодинамике химической второе начало позволяет установить, как изменение внешних условий (например, температуры, давления) влияет на равновесие и, следовательно, какими они должны быть, чтобы рассматриваемый процесс мог совершаться самопроизвольно (то есть без затраты работы извне) в нужном направлении и с оптимальными результатами.

  В термодинамике химической для определения характеристик процесса применяют различные термодинамические функции.

Наряду с энтропией S, изменением которой наиболее просто характеризуются процессы в изолированных системах, широко используют потенциалы термодинамические, позволяющие получить характеристики процессов при различных условиях их проведения.

Так как химические реакции обычно происходят при постоянных температуре Т, давлении р или объёме V, то наибольшее практическое значение приобрели две функции:

  G = H – TS,    (1)

  A = U – TS,    (2)

где G — гиббсова энергия, А — гельмгольцева энергия, Н — энтальпия и U — внутренняя энергия. На основе (1) и (2) записываются зависимости:

DG = DH – TDS,   (3)

DA = DU – TDS,   (4)

где DН и DU — соответственно изобарный и изохорный тепловые эффекты реакции. Самопроизвольные процессы, происходящие при условии р, T = const, возможны лишь в направлении уменьшения G; пределом их протекания, то есть условием равновесия, служит достижение минимального значения G.

Ход процессов, происходящих при V, Т = const, прослеживается по изменению А.

Знак и величина DG (DА) определяются соотношением между членами уравнения (3) или (4): тепловым эффектом DН (DU) и так называемым энтропийным фактором TDS; относительное значение первого возрастает с понижением температуры, для второго — с её повышением.

  В термодинамике химической важна роль химических потенциалов, так как любой переход вещества из одной фазы в другую (например, при растворении) возможен лишь в направлении их выравнивания.

Условием равновесия служат одинаковые значения химического потенциала каждого компонента во всех фазах системы. Из этих условий выводится фаз правило, являющееся фундаментальным обобщением, описывающим равновесие в любой гетерогенной системе.

В термодинамике химической большое значение имеют различные соотношения, выводимые из общих положений термодинамики.

К их числу относятся: действующих масс закон; уравнение изотермы реакции, характеризующее зависимость DG (DA) от концентраций (активностей) и парциальных давлений (фугитивностей) реагентов и выражающее величину максимальной работы реакции; уравнение изобары (изохоры) реакции, характеризующее влияние температуры на химическое равновесие, и т. д.

  Для расчётов равновесий существенное значение имеют так называемые стандартные состояния веществ. Если все реагенты находятся в этих состояниях, то справедливо соотношение

DG0 = –RTlnK,   (5)

где G0 — стандартная гиббсова энергия, R — газовая постоянная, К — константа равновесия; объединение (3) с (5) даёт соотношение

–RTlnK = DH0 – TDS0,   (6)

позволяющее по стандартным энтропиям и теплотам образования рассчитать разнообразные равновесия (химическое взаимодействие, фазовые равновесия в одно- и многокомпонентных системах, диссоциация электролитов, в частности комплексных соединений, и т. д.).

Для расчёта химических равновесий важно третье начало термодинамики (см. также Нернста теорема).

С его помощью можно найти энтропию вещества в данных условиях на основании результатов калориметрических определений — по температурной зависимости его теплоёмкости (от температур, близких к абсолютному нулю, до данной температуры), по температурам фазовых переходов и теплотам фазовых переходов (в соответствующем интервале температур). Затем по значениям S каждого реагента (Sпрод. и Sисх. — энтальпии продуктов реакции и исходных веществ) легко вычислить DS (åSпрод. — DSисх.) для реакции.

  Важное место в термодинамике химической принадлежит квантовомеханическим расчётам термодинамических свойств и характеристик процессов (например, теплот образования); методами статистической термодинамики можно вычислить значение различных термодинамических функций на основе спектральных данных, связывая последние со структурой молекул (см. Статистическая физика).

  Из других направлений термодинамики химической большая роль принадлежит термодинамике растворов. Хотя общая теория растворов не разработана, однако введение понятия активности существенно облегчило использование термодинамических уравнений (при наличии соответствующих экспериментальных данных).

  Выводы и методы термодинамики химической, связанные с термохимией, учением о химическом равновесии, свойствами растворов и т. д., широко используются и в смежных отраслях знаний (физика, теплоэнергетика, геология, геохимия, биология и др.

), и при решении проблем прикладного характера (химическая, нефтехимическая, металлургическая, топливная и др.

отрасли промышленности), способствуя теоретическому обоснованию и практическому осуществлению проектируемых, вновь вводимых и интенсификации ранее осуществленных процессов.

  С середины 20 в. получили развитие термодинамика неравновесных процессов и термодинамика высокотемпературных химических реакций.

  Лит.: Курс физической химии, 2 изд., М., 1969; Еремин Е. Н., Основы химической термодинамики, М., 1974; Карапетьянц М. Х,, Химическая термодинамика, 3 изд., М., 1975; Пригожин И., Дефэ и Р., Химическая термодинамика, пер. с англ., Новосиб.

, 1966; Glasstone S., Thermodynamics for chemists, N, Y., 1947; Aston J., Fritz J., Thermodynamics and Statistical Thermodynamics, N. Y.—L., 1939; Lewis G., Randall М., Thermodynamics, 2 ed., N. Y. — L. — Toronto, 1961. см. также лит. при ст.

Термодинамика.

  М. Х. Карапетьянц.

Источник: http://www.xumuk.ru/bse/2671.html

Первый закон термодинамики

Реакции в термодинамике

Термодинамика — наука об энергии, о принимаемых ею формах и о правилах, описывающих их соотношения и превращения.

 Химическая термодинамика – раздел термодинамики, в котором описывается влияние состава и строения веществ, а также условий среды на их термодинамические свойства, т.е. изучает химические явления с позиции термодинамики.

В основе термодинамики лежат несколько основных законов, известных как Первый -, Второй – и Третий– законы (начала) термодинамики. Далее, кратко рассмотрим каждый из этих законов.

Ежедневно мы сталкиваемся с различными видами энергии, но ее нельзя ни увидеть, ни потрогать, она неосязаема. Энергия – это способность к выполнению работы или переноса тепла.

Она существует во множестве форм: тепловая, световая, химическая, механическая, которая включает кинетическую – энергию движения и потенциальную – энергию, запасенную телом (зависит от его положения или состава), электрическая.

Первый закон термодинамики утверждает, что превращения различных видов энергии друг в друга и переход одного вида энергии в другой происходит в строго эквивалентных количествах.

Рассмотрим реакцию:

2Mg(т) + O2(г) = 2MgO(т) + теплота и свет

В этой реакции атомы магния и кислорода можно рассматривать как систему.

Система – это любая исследуемая часть, находящаяся во взаимодействии и  ограниченная от окружающей среды настоящей или воображаемой границей.

Т.к. энергия не исчезает и не возникает вновь, то энергия, теряемая системой должна поступать в окружающую среду, либо система получает энергию из  окружающей среды. Причем, взаимные превращения различных видов энергии и переход одного вида энергии в другой должны происходить в строго эквивалентных количествах.

При осуществлении химических и физических превращений, происходит выделение теплоты  — экзотермический процесс или поглощение теплоты — эндотермический процесс.

Суммарная потенциальная энергия взаимодействия всех частиц тела между собой и кинетическая энергия их движениясоставляют внутреннюю энергию системы U .

Она складывается из поступательных и вращательных моментов молекулы, энергии колебательного движения атомов внутри молекул и групп атомов, энергии движения электронов в атомах и энергии, обладаемой ядрами атомов.

Это весь запас энергии системы, кроме кинетической энергии системы в целом и ее потенциальной энергии положения.

При подводе теплоты  к системе,  по закону сохранения энергии, она должна расходоваться на увеличение  внутренней энергии системы ΔU и на совершение работы A:

Q= ΔU+ A

При химических реакциях работа равна произведению давления p на изменение объема системы ΔV:

A=pΔV

Для изобарного процесса тепловой эффект реакции Qp равен:

Qp= ΔU+pΔV или Qp = (U2—U1)+p(V2—V1);

Qp= (U2— pV2) + p(U1— pV1);

Qp= H2 – H1= ΔH

Здесь ΔH –тепловой эффект реакции или изменение энтальпии реакции.

Энтальпия не зависит от того пути, при котором произошел переход из одного состояния в другое, а зависит только от исходного и конечного состояния системы. Измеряется в Дж/моль или кДж/моль вещества.

При протекании химической реакции энтальпии продуктов отличаются от энтальпий реагентов, поэтому при переходе от реагентов к продуктам происходит изменение энтальпии системы.

Таким образом, при изохорическом процессе тепловой эффект реакции равен изменению внутренней энергии системы, а при изобарном процессе – изменению энтальпии:

 Qp= ΔH = ΣHкон – ΣHисх,

Т.е. Qp равен сумме конечных продуктов за вычетом суммы энтальпий исходных веществ.

Если взаимодействующие вещества и получаемые в результате реакции продукты имеют  твердую или жидкую структуру, то объем меняется незначительно и его можно не учитывать.

Вследствие этого,

 ΔH= ΔU.

При отрицательном изменении энтальпии переход от реагентов к продуктам реакции сопровождается изменением энтальпии и выделением теплоты.

При положительном изменении энтальпии система поглощает теплоту – процесс эндотермический.

Составляя термохимические уравнения, необходимо указывать не только тепловой эффект реакции, но и то агрегатное состояние, в котором находятся участвующие в реакции вещества, например:

C(графит) + O2(г) = CO2(г), ΔH=-393,62 кДж/моль

Или

C(графит) + O2(г) = CO2(г)- ΔH

При подставлении численного значения:

C(графит) + O2(г) = CO2(г) + 393,62 кДж/моль

Термохимические вычисления будут верными в том случае, если все входящие в уравнение тепловые эффекты, соотнесены к идентичным условиям. Обычно принимают такие условия: 1 моль соединения, Т=298,15 К, 101,3 кПа, при которых тепловые эффекты называют стандартными (ΔH0298).

Частным случаем теплового эффекта является такая термодинамическая характеристика вещества как его стандартная теплота образования — ΔH0298, которая зависит от агрегатного состояния вещества и от его аллотропического видоизменения. При этом, теплоту образования устойчивых в стандартных условиях веществ принимают равной нулю.

Важным следствием из 1 закона термодинамики является не менее важный закон Гесса: Тепловой эффект реакции не зависит от промежуточных стадий (от пути процесса), а зависит только от исходного и конечного состояний реагирующих веществ.

При вычислении напрямую некоторых энергетических изменений  часто возникают сложности, и в этих случаях удобно проводить вычисления согласно закону Гесса. Так, например образование CO2 можно рассмотреть с помощью различных процессов:

  1. C(графит) + O2(г) = CO2(г), ΔH1

или

  1. C(графит) + 0,5O2(г) = CO(г), ΔH2
  2. CO(г) + 0,5O2(г) = CO2(г), ΔH3

При этом

ΔH1= ΔH2 + ΔH3

Из закона Гесса вытекает несколько важных следствий:

  • Тепловые эффекты обратной и прямой реакций численно равны и противоположны по знаку;
  • Тепловой эффект химической реакции ΔHр-ции равен разности сумм теплот образования ΔHобрконечных продуктов и сумм теплот образования начальных (исходных) веществ:

ΔHр-ции = (ΣHобр)кон – (ΣHобр)исх

  • Тепловой эффект реакции равен разности сумм теплот сгорания ΔHсгорконечных продуктов реакции и сумм теплот сгорания начальных веществ:

ΔHр-ции = (ΣHсгор)кон – (ΣHсгор)исх

Источник: http://zadachi-po-khimii.ru/obshaya-himiya/osnovy-termodinamiki.html

Химическая термодинамика, теория и примеры

Реакции в термодинамике

Термодинамика является макроскопической теорией.

Химическая термодинамики использует термодинамические методы для решения задач химии, например, исследования теории разных видов химических и фазовых равновесий и свойств веществ в растворах.

Основной физической величиной, которая подлежит рассмотрению в термодинамике, является энергия. Основным законом термодинамики является вариация закона сохранения энергии. Спецификой макроскопических систем, рассматриваемых в термодинамике, является то, нельзя провести непосредственное измерение энергии макроскопической системы.

Разные методы в физике дают возможность определить изменение энергии отдельных частиц системы (атомов, молекул, ионов). Не существует способов прямого измерения энергии как единого целого. Изменение энергии макросистемы определяют как теплоту или работу.

Существование внутренней энергии макросистемы (), как физической величины было установлено в середине XIX века, после открытия первого начала термодинамики. Позднее появилась необходимость применять и другие, не измеряемые величины такие как: энтропия, энтальпия, химический потенциал и т.п.

Каждая подобная величина определена как функция измеряемых величин, поэтому все выводы термодинамики можно проверить экспериментально.

Для описания свойств систем в термодинамике используют термодинамические переменные, которые называют термодинамическими параметрами.

Термодинамические параметры — это физические величины, используя которые описывают явления, которые связаны с превращениями теплоты и работы.

Термодинамические параметры являются макроскопическими величинами, отражающими свойства больших совокупностей молекул.

На основе первого начала термодинамики составляют уравнения теплового баланса. Второе и третье начала термодинамики служат для анализа фазового и химического равновесия.

Задачи химической термодинамики

Исследование законов химического и физического равновесия дают возможность решать следующие основные задачи:

  1. Определение условий реализации химических процессов. Вычисление тепловых эффектор химических реакций.
  2. Поиск пределов устойчивости исследуемых веществ при заданных условиях.
  3. Ликвидация (избегание) побочных реакций.
  4. Избрание оптимального режима проведения процесса.

Основные законы химической термодинамики

Первый закон термодинамики, которой отображает обмен энергией между системой и окружающей средой в форме работы и теплоты. Это одни из видов законов сохранения энергии. Формулировок первого начала термодинамики несколько, запишем один из них для закрытой системы:

где – количество теплоты, подведенное к системе; – работа системы; – изменение внутренней энергии системы.

Энтальпией () называют термодинамическую функцию, которая характеризует энергетическое состояние системы в изобарно — изотермических условиях ( то есть при ). Энтальпия отражает тепловые изменения в системе, а теплота в окружающей среде. Количество теплоты, которое поглощается или выделяется в ходе химической реакции при равно изменению энтальпии системы (энтальпия реакции).

Закон Гесса для химических реакций говорит о том, что: величина теплового эффекта изобарных или изохорных процессов зависит только от начального и конечного состояний системы и не зависит от хода процесса.

Закон Гесса применяют для вычисления тепловых эффектов химических реакций.

Закон Гесса имеет полезные следствия:

  1. Энтальпия химической реакции при стандартных условиях равна разности алгебраической суммы энтальпий возникновения продуктов реакции, и суммы энтальпий образования исходных веществ.
  2. Теплота, которая выделяется при горении вещества в кислороде в количестве 1 моль до образования высших оксидов при стандартных условиях, называется стандартной теплотой сгорания вещества. Энтальпия реакции горения равна разности суммы энтальпий (с учетом знаков) сгорания исходных веществ и суммы энтальпий горения продуктов реакции при учете их стехиометрических коэффициентов. По закону Гесса количество выделяемой теплоты при окислении не зависит от того как и где происходит процесс горения, если продукты реакции не изменяются.
  3. При разложении вещества расходуется (требуется) такое же по модулю количество теплоты как при образовании данного вещества. Это закон Лавуазье – Лапласа.
  4. Если повести две реакции, которые приводят из разных начальных состояний к одним конечным состояниям, то разница в тепловых эффектах составит количество теплоты перехода из первого начального состояния во второе.
  5. При проведении двух реакций из одних начальных состояний в различные конечные состояния разница в тепловых эффектах составит тепловой эффект перехода от первого конечного состояния во второе.

Второй закон термодинамики говорит о направлении протекания процессов. Все самопроизвольные процессы происходят так, что система стремится к минимуму энергии, при этом энтропия системы увеличивается.

Примеры решения задач

Понравился сайт? Расскажи друзьям!

Источник: http://ru.solverbook.com/spravochnik/fizika/ximicheskaya-termodinamika/

Реакции в термодинамике

Реакции в термодинамике

При химических лабораторных исследованиях принято активно использовать термодинамические расчеты химических реакций. Они занимают очень важное место среди просчета всего химического эксперимента.

Для этого необходимо воспользоваться рядом методов, которые позволяют сделать фундаментальные заключения о принципиальной возможности осуществления той или иной химической реакции, превращения в полезный новый компонент.

Рисунок 1. Закономерности протекания химических реакций. Автор24 — интернет-биржа студенческих работ

Характеристики химических реакций в термодинамике

Подобные расчеты в термодинамике позволяют:

  • предварительным способом определить наиболее удачные и приемлемые условия для проведения необходимого процесса;
  • рассчитать на теоретическом уровне итоговый достижимый результат;
  • создать состав продуктов, который необходим для проведения последующих опытов;
  • просчитать энергетические эффекты от будущих реакций;
  • сопоставить энергетические затраты и энергетический баланс.

Сначала система находится в некем предварительном, подготовительном состоянии. Затем после осуществления задуманных планов она превращается в конечное состояние.

Оно является для системы принципиально новым и для этого были созданы все предпосылки в виде предварительных расчетов предполагаемой химической реакции.

Подобное превращение принято называть реакцией, и они могут происходить при термодинамических процессах. При этом сам процесс называют физическим превращением.

Ничего непонятно?

Попробуй обратиться за помощью к преподавателям

Все изменения могут сопровождаться всевозможными энергетическими изменениями. Нередко выделяется или поглощается теплота.

Термодинамическая система всегда находится в равновесном состоянии, когда на нее не воздействуют в постоянном режиме различные факторы внешнего мира.

В это время могут фиксироваться несущественные колебания возле точки равновесия всей системы, а также протекать прямые и обратные химические реакции.

Энтальпия и энтропия реакции

Рисунок 2. Энтропия химической реакции. Автор24 — интернет-биржа студенческих работ

Существует несколько основных термодинамических характеристик:

  • энтальпия реакции;
  • закон Гесса;
  • энтропия реакции;
  • энергия Гиббса.

При энтальпии протекание химической реакции может сопровождаться изменением энергии системы. При этом не может определено с большой точностью абсолютное значение энергии.

Такое противоречие возникает, когда невозможно привести систему в состояние, которое полностью лишено энергии. Определению подлежит только изменение энергии, которое достигается во время проведения реакции. Для этого можно начать отсчет от любого состояния системы.

В этом случае присваивается на условном уровне значение энергии. Часто используют при его определении ноль.

Как правило, энергия всей термодинамической системы складывается из ряда составляющих, в том числе кинетической энергии движения и потенциальной энергии. Если в первом случае берутся показатели энергии в целом, то потенциальная энергия лежит в зависимости от положения системы в определенном внешнем поле при внутренней энергии.

Термодинамика химических процессов изучает любые неподвижные системы при полном отсутствии внешнего поля. В этом случае, полная энергия будет равна внутренней энергии.

Теплота направляется на преодоление различных сопротивлений, которые препятствуют изменению состояния всей системы. Таким образом, совершается определенная работа.

Известно, что полноценные химические превращения чаще всего протекают при постоянном объеме.

При энтропии характеризуется направление всего химического процесса. Ее определяют, как непрерывную и конечную функцию состояния системы с однозначным результатом. Энтропия определяется конечным и начальным состоянием изучаемой системы и не имеет прямой зависимости от пути агрегатного перехода вещества.

При энтропии процессы могут подразделяться на отрицательные – их еще называют не самопроизвольными и положительные – их называют самопроизвольными. Направление процесса определяется по знаку изменения энтропии.

От его значения зависит многое в расчетах. Так расширение газа или его постепенное смешивание происходит без затраты дополнительной энергии, получаемой на стороне. Этим характеризуются самопроизвольные или отрицательные процессы.

То же самое происходит при уменьшении давления.

Закон Гесса

Рисунок 3. Закон Гесса. Автор24 — интернет-биржа студенческих работ

При изменении энтальпии реакции рождается отношение к системе, которая характеризуется конечным и начальным состояниями всей системы. Так звучит закон Гесса.

Из этого основополагающего правила реакций в термодинамике рождаются следующие принципы:

  • теплота разложения соединения до определенных исходных веществ равна и противоположна по знаку теплоте образования соединения из этих веществ;
  • теплота образования соединения из исходных веществ не зависит от способа получения этого соединения;
  • в результате различных процессов от двух систем происходит образование продуктов, при этом разница между теплотой этих процессов должна быть одинаковой в процессе перехода одной системы в другую и обратно.

При осуществлении опытов все условия должны соответствовать определенным единым стандартам, чтобы достичь нужного результата.

Термодинамические расчеты предполагают, что все продукты будут находиться в стандартных условиях начала и конца эксперимента.

Устойчивое термодинамическое состояние определяется постоянным давлением в 0,1 МПа и температурой 298 К, что приблизительно равно 250 градусам по шкале Цельсия.

Следует несколько основных выводов из закона Гесса. Энтальпия химической реакции остается равной сумме энтальпий образования продуктов реакции. При этом необходимо вычитать сумму энтальпий исходных веществ. Во втором следствии энтальпия образования вещества будет равной, однако отличаться в противоположную сторону по знаку энтальпии его разложения.

Энергия Гиббса

Энергией Гиббса называют однозначную и непрерывную конечную функцию состояния системы. Все изменения в ней состоят в зависимости от пути перехода, а также определяется начальным и конечным состояниями системы.

Источник: https://spravochnick.ru/fizika/termodinamika/reakcii_v_termodinamike/

Физическая химия | Термодинамика

Реакции в термодинамике

Всем привет. В своё время меня просто поразило, когда я узнал, почему же атомы взаимодействуют между собой. Вот сегодня, я хочу с вами этим поделится.

Дело в том, что атомы несовершенны. И они, стремясь к гармонии, ищут того, с кем они это могут сделать. Звучит поразительно, но на деле всё так и есть, а теперь подробней.

Для начала давайте посмотрим, как устроен атом. Он довольно сильно похож на солнечную систему. Внутри у него массивное ядро, а вокруг летают относительно маленькие электроны. Поподробней рассмотрим самый простой атом во вселенной – атом водорода.

Ядро у него в подавляющем большинстве случаев представляет обычный протон. Массивную положительно заряженную частицу.

А электрончик заряжен отрицательно, вспомнив что разноимённо заряженные частицы притягиваются, понимаем почему электрон вокруг протона крутится, он попросту притягивается кулоновскими силами.

Теперь частности. Порой, это происходит довольно редко, в ядре водорода присутствует не только протон, но и ещё одна массивная частица – нейтрон. Она не имеет заряда, а имеет только массу, примерно такую же, как и протон. И мы получаем атом водорода, который весит вдвое больше, чем его собрат из первого примера, но обладает теми же химическими свойствами.

Такие атомы одно и того же элемента которые отличаются только массами называются крутым словом – изотоп. Обычно для них не придумывают отдельных названий, просто говорят уран 235 или уран 238. Но для водорода сделали исключения и все три его возможных изотопа имеют свои имена, протий – одинокий протон, дейтерий – протон + нейтрон, и тритий – протон + два нейтрона.

О том сколько и каких изотопов на нашей земле, мы можем примерно узнать из таблицы Менделеева, достаточно посмотреть на относительную атомную массу, которая написана рядышком с каждым элементом

Для водорода это 1,00794. Атомная масса чистого протона + электрон немного меньше. Разница получается от того, что в природе есть изотопы.

Взяли миллион атомов взвесили их, но не в килограммах, а в относительных атомных массах, которая равна кстати 1/12 массы изотопа углерода С12, а потом результат разделили на миллион и получили 1,00794.

Другими словами, это число сумма масс изотопов, умноженных на их процентное содержание на земле.

Теперь подробней об атомах. Электроны крутятся вокруг ядра, но не где захотят, а только на особых орбитах, которые называются энергетические орбитали. И вот здесь начинается самое интересное. Орбитали представляют собой концентрические сферы, т.е одна внутри другой, как матрёшки, а внутри есть ещё такая штука как подуровень.

И у каждого подуровня есть максимальное количество атомов, которые он может уместить внутри, также есть определённые правила заполнения. Если атом имеет полностью завершённую внешнюю орбиталь, то он – совершенный. Ему вообще ничего не нужно, он и сам по себе крутой. Он вообще не будет участвовать в химических реакциях (ну или делает это крайне неохотно).

В химии такие атомы называют – благородными, или инертными. Это, например гелий, неон аргон.

Остальным атомам, которые имеют незавершённые подуровни энергетических орбиталей, тоже хочется совершенства, и они начинают взаимодействовать друг с другом. Самый простой пример может нам показать атом тот же атом водорода, у которого вокруг ядра болтается одинокий электрон.

Его внешняя энергетическая орбиталь может вместить два, а потому он несовершенен. И он ходит вокруг, ищет такого же бедолагу, с которым можно задружится. При встрече с другим атомом водорода, они соединяются.

Их электроны теперь не принадлежат одному, а одновременно обоим атомам, и вроде теперь на энергетической орбитали каждого из них по два электрона. Они теперь счастливы. Они теперь не атомы, вместе они стали молекулой.

Это молекула довольно гармонична и каждый атом участник обладает одинаковыми правами, потому что тянет к себе электрон с одинаковой силой. Такая связь атомов называется ковалентная неполярная.

Немного более сложный пример с атомом кислорода и водорода. Кислород имеет полностью заполненную внутреннюю орбиталь два из двух электронов, и не до конца заполненную внешнюю, шесть из восьми электронов. Чтобы стать полностью совершенным, ему либо нужно отобрать у кого-нибудь два электрона, либо раздать 6.

Представьте если бы у нас издали указ, о том что квартиры дают тем семьям у кого либо два ребёнка либо 10. А у вас их 8, конечно проще взять ещё двух чем раздать своих шестерых. Поэтому атом кислорода начинает искать атомы водорода с одним ребёнком, и понятно, что ему нужно два таких атома. Втроём они образуют такую шведскую семью, в которой 10 детей — электронов.

И снова три атома образуют новую молекулу, новое вещество, вы его конечно узнали — это вода. Теперь атом кислорода имеет 8 электронов на внешней орбитали, а каждый из атомов водорода по два. В этой молекуле не всё так радужно как в первом примере, дело в том что кислород гораздо сильнее тянет к себе электроны.

Он такая яжмать, которая собирает электроны вокруг себя, а атомы водорода, приходят к ним только на выходные. Этот вид связи называется ковалентная полярная.

Я немного слукавил, говоря о том, что кислороду нужно раздать 6 электронов, я не упомянул о подуровнях. У него есть возможность отдать только два электрона чтобы получить завершённость подуровней. Но таких профитов как при полностью завершённой внешней орбитали он не получит, поэтому делает так крайне неохотно.

Ещё более жестокий пример, когда атому не хватает всего одного электрона на внешней орбитали и он хочет принять этот электрон очень сильно, а другой так же сильно хочет его отдать.

В этом случае мы получаем ситуацию, когда один атом совсем отбирает электрон у другого, и два этих атома держатся друг около друга за счёт электромагнитных сил. В этом случае говорят о ионной связи.

Самый яркий пример такой связи — это молекула обычной соли NaCl.

В целом желание атомов завершить свою орбиталь и образует всё многообразие химических реакций, дальше частности.

Не путайте химические реакции с реакциями синтеза или распада, при которых получаются не новые химические вещества, а новые элементы таблицы Менделеева. Об этом я обязательно расскажу ка нибудь в другой раз.

Источник: https://pikabu.ru/story/fizicheskaya_khimiya__termodinamika_6747220

Химическая термодинамика

Реакции в термодинамике

Химическая термодинамика изучает энергетические эффекты реакций, их направ­ление и пределы самопроизвольного протекания.

Объект изучения в химической термодинамике — термодинамическая система (в дальнейшем просто система) — это совокупность взаимодействующих веществ, мысленно или реально обособленная от окружающей среды.

Система может находиться в различных состояниях. Состояние системы определяется численными значениями термодинамических параметров:температуры, давления, концен­траций веществ и пр.

При изменении значения хотя бы одного из термодинамических параметров, например, температуры происходит изменение состояния системы.

Изменение состояния системы называется термодинамическим процессом или просто процессом.

Процессы могут протекать с различными скоростями.

В зависимости от условий перехода системы из одного состояния в другое, в химической термодинамике различают несколько типов процессов, простейшими из которых являются изо­термический, протекающий при постоянной температуре (Т=соnst), изобарный, протекающий при постоянном давлении (р=соnst), изохорный, протекающий при постоянном объёме (V=соnst) и адиабатический, который осуществляется без обмена теплотой между системой и окружающей средой (q=соnst). Наиболее часто в химической термодинамике реакции рассматриваются как изобарно-изотермические (р=соnst, Т=соnst) или изохорно-изотермические (V=соnst, Т=соnst) процессы.

Чаще всего в химической термодинамике рассматриваются реакции, притекающие в стандартных условиях, т.е. при стандартной температуре и стандартном состоянии всех веществ.

Вкачестве стандартной принята температура 298К. Стандартным состоянием вещества является его состояние при давлении 101,3 кПа.

Если вещество находится в растворе, за стан­дартное принимается его состояние при концентрации 1 моль/л.

Для ха­рактеристики процессов химическая термодинамика оперирует особыми величинами, называе­мыми функциями состояния: U – внутренняя энергия, Н – энтальпия, S – энтропия, G – энергия Гиббса и F – энергия Гельмгольца. Количественными характеристиками любого процесса являются изменения функций состояния, которые и определяются методами химической термодинамики: ΔU, ΔH, ΔS, ΔG, ΔF.

Термохимический расчёт заключается в определении теплового эффекта реакции (теплоты реакции). Теплотой реакции, называется количество выделенной или поглощённой теплоты q. Если в ходе реакции теплота выделяется, такая реакция называется экзотермической, если теплота, поглощается, реакция называется эндотермической.

Численное значение теплоты реакции зависит от способа её проведения.

В изохорном процессе, проводимом при V=соnst, теплота реакции qV = ΔU, в изобарном процессе при р = соnst тепловой эффект qp = ΔH.

Таким образом, термохимический расчёт заключается в определении величины изменения или внутренней энергии, или энтальпии в ходе реакции.

Поскольку подавляющее большинство реакций протекает в изобарных условиях (например, это все реакции в открытых сосудах, протекающие под атмосферным давлением), при проведении термохимических расчётов практически всегда производится расчёт ΔН. Если ΔН0, то реакция эндотермическая.

Термохимические расчёты производятся, используя следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции равен сумме теплот (энтальпий) образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот (энтальпий) образования реагентов.

Запишем в общем виде уравнение реакции: аА + bВ = сС + dD. Согласно следствию из закона Гесса теплота реакции определяется по формуле:

ΔН = (cΔН обр, С + dΔН обр,D) — (аΔН обр,А + bΔН обр,В),гдеΔН —теплота реакции; ΔН обр – теплоты (энтальпии) образования, соответственно, продуктов реакции С и D и реагентов А и В; с, d, а, b – коэффициенты в уравнении реакции, называемые стехиометрическим и коэффициентами.

Базовыми величинами в данной формуле являются теплоты (энтальпии) образования реагентов и продуктов.

Теплотой (энтальпией) образования соединения называется тепловой эффект реакции, в ходе которой образуется 1 моль этого соединения из простых веществ, находящихся в термодинамически устойчивых фазах и модификация.

Например, теплота образования воды в парообразном состоянии равна половине теплоты реакции, выражаемой уравнением: 2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О (г). Размерность теплоты образования – кДж/моль.

В термохимических расчётах теплоты реакций, как правило, определяются для стандартных условий, для которых формула приобретает вид: ΔН°298 = (cΔН°298 обр С + dΔН°298 обр D) — (аΔН°298 о6р A + bΔН°298 обр В), где ΔН°298 – стандартная теплота реакции в кДж (стандартность величины указывается верхним индексом «О» ) при температуре 298К, а ΔН°298 обр. — стандартные теплоты (энтальпии) образования соединений также при температуре 298К. Значения ΔН°298обр. определены для всех соединений и являются табличными данными.

Энергией Гиббса реакции называется изменение энергии Гиббса ΔG при протекании химической реакции. Так как энергия Гиббса системы G = Н – ТS, её изменение в процессе определяется по формуле: ΔG =ΔН – ТΔS,где Т – абсолютная температура, К.

Энергия Гиббса химической реакции характеризует возможность её самопроизвольного протекания при постоянном давлении и температуре (при р=соnst, Т=соnst).

Если ΔG < 0, то реакция может протекать самопроизвольно, при ΔG > 0 самопроизвольное протекание реакции невозможно, если ΔG = 0, система находится в состоянии равновесия.

Для расчёта энергии Гиббса реакции отдельно определяются ΔН и ΔS. При этом в большинстве случаев используется слабая зависимость величин изменения энтальпии ΔН и энтропии ΔS от условий протекания реакции, т.е. пользуются приближениями: ΔН = ΔН°298 и ΔS = ΔS°298.

Стандартную теплоту реакции ΔН°298 определяют, используя следствие из закона Гесса, а стандартную энтропию реакции аА + bВ = сС + dD рассчитывают по формуле: ΔS°298= (сS°298 обрС + dS°298, обрD) – (aS°298 обрА + bS°298обрB), где ΔS°298 – табличные значения абсолютных стандартных энтропии соединений в Дж/(мольК), а ΔS°298 – стандартная энтропия реакции в Дж/К.

Если реакция протекает в стандартных условиях при температуре 298К, расчёт её энергии Гиббса (стандартной энергии Гиббса реакции) можно производить аналогично расчёту стандартной теплоты реакции по формуле, которая для реакции, выраженной уравнением аА + bВ = сС + dD, имеет вид:

ΔG°298=(сΔG°298 С + dΔG°298 D) – (аΔG°298 A + bΔG°298 B), где ΔG°298 — стандартная энергия Гиббса образования соединения в кДж/моль (табличные значения) – энергия Гиббса реакции, в которой при температуре 298К образуется 1 моль данного соединения, находящегося в стандартном состоянии, из простых веществ, также находящихся в стандартном состоянии, а ΔG°298 – стандартная энергия Гиббса реакции в кДж.

Задача 1.Для данной реакции 2SO2 (г)+ O2(г) = 2SO3(г) рассчитайте изменение энтальпии ΔН298, энтропии ΔS298 и энергии Гиббса ΔG298. Рассчитайте температурную область самопроизвольного протекания реакции. Рассчитайте константу равновесия данной реакции при стандартных условиях (таблицы стандартных термодинамических потенциалов приводятся в различных справочниках).

Расчет энтальпии (ΔН298°):

ΔН°298=Σ ΔНпродуктов реакции – Σ ΔНреагентов

из приложения Таблицы стандартных термодинамических потенциалов выбираем значения ΔН°298 для веществ, участвующих в реакции и подставляем их в расчетную формулу:

ΔН°298=Σ ΔНпродуктов реакции – Σ ΔНреагентов= 2 ∙ ΔН298° (SO3) –(2 ∙ ΔН298°(SO2) +ΔН298° (O2))= =2 (−395,2) −( 2 (−296,9) + 0) = − 197,2 кДж/моль

Расчет энтропии (ΔS°298):

ΔS°298=Σ ΔSпродуктов реакции – Σ ΔSреагентов

из таблицы стандартных термодинамических потенциалов выбираем значения ΔS°298 для веществ, участвующих в реакции и подставляем их в расчетную формулу:

ΔS°298=Σ ΔSпродуктов реакции – Σ ΔSреагентов = 2∙ ΔS°298 (SO3) -(2∙ΔS°298 (SO2)+ ΔS°298 (О2)) =

=2∙ 256,2 – (2∙248,1 +205) = –188,8 = –0,1888 .

Расчет энергии Гиббса (ΔG°298):

ΔG°298= ΔН°298 – T∙ ΔS°298

по полученным данным рассчитываем энергию Гиббса (при стандартных условиях Т = 298К):

ΔG°298=ΔН°298–T∙ΔS°298=−197,2кДж/моль – 298∙(–0,1888) = –140,9 кДж/моль.

Расчет показывает, что окисление диоксида серы кислородом при 25ºC (298K) термодинамически возможный процесс (т.к. ∆G

Источник: https://studopedia.ru/4_128948_himicheskaya-termodinamika.html

Booksm
Добавить комментарий