Напишем:


✔ Реферат от 200 руб.
✔ Контрольную от 200 руб.
✔ Курсовую от 500 руб.
✔ Решим задачу от 20 руб.
✔ Дипломную работу от 3000 руб.
✔ Другие виды работ по договоренности.

Узнать стоимость!

Не интересно!

 

 

 

Термодинамика

 

Химические реакции могут сопровождаться выделением или поглощением тепла, света, превращениями химической энергии веществ в другие формы энергии, словом - превращениями различных форм энергии.

Термодинамика- это наука, изучающая взаимные превращения различных форм энергии.  Она вводит в рассмотрение два новых понятия-внутреннюю энергию и энтропию системы.

Системой называют тело или группу тел, находящихся во взаимодействии и мысленно обособленных от окружающей среды

 

система           окружающая среда

 

 

Система называется открытой, если она обменивается веществом и энергией с окружающей средой. Примером открытой системы может служить сам человек.

Система называется закрытой, если она обменивается с окружающей средой только энергией. Примером закрытой системы может служить наша планета, если пренебречь массой космической пыли и метеоритов, выпадающих на Землю, и небольшими потерями массы атмосферы, за счет ее постепенного рассеяния в космическом пространстве.

Система называется изолированной, если она не обменивается с окружающей средой  ни веществом, ни энергией.

 

Под внутренней энергией системы U понимают общий запас энергии cистемы, включая сюда энергию поступательного и вращательного движения молекул, энергию внутримолекулярного колебательного движения атомов и атомных групп,  составляющих молекулы, энергию вращения электронов в атомах, энергию, заключающуюся в ядрах атомов, и другие виды энергии, но без учета кинетической энергии тела в целом и его потенциальной энергии положения.

Каждая термодинамическая система обладает своим запасом внутренней энергии.

 

     U

 

 

Общий запас внутренней энергии системы будет тем больше, чем больше масса веществ, входящих в данную систему.  Поэтому в химической термодинамике для всех величин, значения которых зависят от количества вещества, вводится понятия мольных величин. В частности, под внутренней энергией вещества понимают внутреннюю энергию 1 моля вещества.  В настоящее время пока не имеется возможности определить абсолютную величину внутренней энергии какой-нибудь системы.  Однако на основании первого закона термодинамики можно определить изменение внутренней энергии DU.

   DU= Q - A    

Отсюда следует, что в изолированной системе (для которой по определению Q=0, A=0)  изменение внутренней энергии равно нулю  DU=0, т.е.  в изолированной системе полный запас внутренней энергии остается постоянным  при любых физических или химических процессах, происходящих  в этой системе. Первый закон термодинамики является выражением закона сохранения энергии.

Через внутреннюю энергию U в термодинамике вводится новая величина

H=U + PV

которую назвали энтальпией  (где P-давление в системе, V- ее объем). В термодинамике доказывается, что тепловой эффект химической реакции (Q)

SaiAi = SbjBj + Q

равен  убыли энтальпии реакции (DHp), т.е.

Q= -DHp , Дж/моль

(Q>0, если тепло выделяется).

Согласно закону Гесса, тепловой эффект химической реакции DHp зависит только от состояния и  тепловых эффектов образования DHf исходных веществ (DHf)i и продуктов реакции (DHf)j

DHp=Sbj(DHf)j  - Sai(DHf)i,        Дж/моль

Теплотой образования сложного вещества называется тепловой эффект реакции образования данного соединения из простых веществ, отвечающих, как правило, наиболее устойчивым состояниям рассматриваемых элементов при данной температуре и атмосферном давлении.  Теплоты образования для многих сложных веществ приводятся в таблицах. Поэтому, если известных теплоты (энтальпии) образования исходных веществ и продуктов реакции, то можно рассчитать и тепловой эффект реакции, протекающей с участием этих веществ. Зная теплоты образования, например 100 различных соединений, можно рассчитать тепловые эффекты не одной сотни, а многих тысяч различных химических реакций, которые составляются из этих веществ в разных комбинациях. В настоящее время известны теплоты образования для десятка тысяч различных веществ.

Таким образом, при постоянном давлении тепловой эффект химической реакции равен изменению энтальпии реакции. Поэтому иногда энтальпию называют теплосодержанием. Один моль каждого индивидуального вещества обладает определенным теплосодержанием. Это теплосодержание является мерой энергии, накапливаемой веществом при его образовании. Если теплосодержание реагирующих веществ больше, чем продуктов реакции,  то при реакции тепло выделяется. Если же теплосодержание продуктов реакции больше, чем у реагирующих веществ, при реакции тепло поглощается.  То, что в каждом индивидуальном веществе заключено определенное количество энергии, служит объяснением тепловых эффектов реакций.

Второй закон термодинамики устанавливает, что для каждой системы существует такая величина S, называемая энтропией, изменение которой связано с  приведенной теплотой процесса Q/T соотношением

DS³Q/T   , Дж/К×моль

где знак равенства относится к обратимым процессам, а знак неравенства к необратимым.

В изолированной системе Q=0, поэтому DS³0.  Это означает, что в изолированной системе самопроизвольно могут протекать только такие процессы, которые сопровождаются возрастанием энтропии системы. Процесс протекает до тех пор, пока система не достигнет состояния равновесия, в котором энтропия достигает максимального значения. Таким образом, в любой изолированной системе при протекании самопроизвольного  процесса внутренняя энергия всегда сохраняется, а энтропия стремится к максимуму.

В термодинамике доказывается, что если в системе протекает химическая  реакция

SaiAi = SbjBj

то изменение энтропии реакции  DSр выражается через энтропии продуктов реакции и исходных веществ уравнением

DSp=Sbj(S)j  - Sai(S)i

Энтропии для множества веществ также приводятся в таблицах.

Через энтальпию и энтропию в термодинамике вводится новая функция- энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал)

G= H -TS, Дж/моль

откуда следует уравнение

DG= DH -TDS

Поскольку в изолированной системе самопроизвольно могут протекать только такие процессы, при которых энтропия стремится к максимуму, то это означает, что при этом свободная энергия Гиббса должна стремиться к минимуму.

В системах, находящихся при постоянных температуре и давлении, самопроизвольно могут протекать только процессы, сопровождающиеся уменьшением G, причем пределом их протекания, т.е. условием равновесия, служит достижение некоторого минимального для данных условий значения изобарно-изотермического потенциала.

 

Для химической реакции вида

SaiAi = SbjBj

изменение энергии Гиббса реакции определяется через энергию Гиббса образования исходных веществ (DGf)i  и продуктов реакции (DGf)j по уравнению

DGp=Sbj(DGf)j  - Sai(DGf)i

или при стандартных условиях

DG0p=Sbj(DG0f)j  - Sai(DG0f)i

При этом свободные энергии образования элементов в стандартном состоянии условно приняты равными нулю.

Свободная энергия реакции является движущей силой реакции. При постоянных температуре и давлении протекают самопроизвольно только те реакции, в ходе которых свободная энергии Гиббса снижается (DGp<0). Если DGp >0, то такая реакция термодинамически невозможна (не может протекать самопроизвольно без затраты внешней работы).  В состоянии равновесия DGp=0.

В 1896 году Больцман дал статистическую трактовку второго закона термодинамики. Любая термодинамическая система состоит из большого количества частиц (молекул), которые находятся в состоянии непрерывного хаотического движения. Энтропия является количественной мерой хаоса в системе, а закон ее возрастания означает, что любая система стремится к равновесию, переходя из менее вероятного в более вероятное состояние. В изолированной системе не могут самопроизвольно протекать процессы, при которых система переходит из более вероятного в менее вероятное состояние. Так,  в идеальном кристалле, где между атомами существует дальний порядок, энтропия должна быть меньше, по сравнению с тем же количеством  вещества, находящемся в расплавленном, или в газообразном состоянии. Действительно, в жидком состоянии вещества может существовать только ближний порядок между молекулами или атомами, т.е. хаоса в системе больше, а в газообразном состоянии исчезает и ближний порядок.

Развитие статистической термодинамики привело к возможности рассчитывать энтропию (и внутреннюю энергию) различных веществ на основе молекулярно кинетической теории и данных о внутреннем строении, характеризующих движение различных частиц, составляющих  данное вещество. Статистическая термодинамика  показывает, что энтропия может рассматриваться как сумма составляющих энтропии, относящихся к различным формам движения частиц. Принято группировать их по характеру движения частиц, рассматривая следующие составляющие энтропии: энтропию поступательного движения молекул, энтропию вращательного движения молекул, энтропию вращательного движения атомов и атомных групп, содержащихся в молекуле, энтропию колебательного движения атомов и атомных групп, содержащихся в молекуле и энтропию движения электронов.

Энтропия зависит от всех видов движения частиц, содержащихся в молекуле. Для каждого данного вещества энтропия возрастает при всех процесса, вызываемых движением частиц (испарение, плавление, расширение газа, диффузия и пр.).  Энтропия возрастает при ослаблении связей между атомами в молекулах и при разрыве их, т.е. диссоциации молекул на атомы или атомные группы. Наоборот, упрочнение связей вызывает уменьшение энтропии.

Предыдущие материалы: Следующие материалы: