Химическая термодинамика

Автор работы: Пользователь скрыл имя, 25 Декабря 2011 в 11:08, реферат

Краткое описание

Термодинамика - это наука, изучающая взаимные превращения различных видов энергии, связанные с переходом энергии в форме теплоты и работы. Основные понятия и термины:
Термодинамическая система (ТД система) - это любой объект природы, состоящий из достаточно большого числа структурных единиц, в частности молекул, отделенных от других объектов природы реальной или воображаемой границей раздела. Часть объектов природы, не входящих в систему, называются средой. Важными характеристиками системы являются масса вещества (т) и энергия (Е). В зависимости от характера взаимодействия с окружающей средой, ТД системы делятся на следующие виды:

Содержимое работы - 1 файл

Химическая термодинамика.doc

— 82.00 Кб (Скачать файл)
 

Химическая  термодинамика.

Термодинамика - это наука, изучающая взаимные превращения различных видов энергии, связанные с переходом энергии в форме теплоты и работы. Основные понятия и термины:

Термодинамическая система (ТД система) - это любой объект природы, состоящий из достаточно большого числа структурных единиц, в частности молекул, отделенных от других объектов природы реальной или воображаемой границей раздела. Часть объектов природы, не входящих в систему, называются средой. Важными характеристиками системы являются масса вещества (т) и энергия (Е). В зависимости от характера взаимодействия с окружающей средой, ТД системы делятся на следующие виды:

1. Изолированные системы - системы, которые не обмениваются с окружающей средой ни массой, ни энергией. (Δm=0, ΔE=0). Пример: термос.

2. Закрытые системы - обмениваются с окружающей средой только энергией. Для них Δm=0, ΔE≠0. Пример: запаянная ампула с лекарством.

3. Открытые системы- обмениваются с окружающей средой и m, и Е. Для них Δm≠0, ΔE≠0. Пример: живой организм.

Фаза  - это часть системы с одинаковыми физическими и химическими свойствами, отделенная от других частей границей раздела, при переходе через которую свойства резко меняются. В зависимости от фазового состояния различают:

1. Гомогенные системы. Это системы, в которых все компоненты находятся в одной фазе, и в них отсутствуют границы раздела. Пример: раствор глюкозы.

2. Гетерогенные системы. Они состоят из нескольких фаз, отделенных границей раздела. Пример: эритроциты - плазма крови.

Состояние и свойства системы определяются термодинамическими параметрами, к которым относятся температура (t), давление (р), объем (V). концентрация (с). Для газообразных систем эти параметры связаны между собой уравнением Менделеева – Клапейрона.

pV = n(х)RТ, n(x) =m(x)/M(x) [моль ] R= 8,3 14 Дж/моль К

=>pV=m(x)/M(x)RT

ТД параметры  называются стандартными, если они  определяются при стандартных условиях: Т=250С =298 К, р= 101,3 кПа= 1 атм.

В термодинамике  для определения  изменения энергии  системы пользуются различными энергетическими характеристиками, которые называются термодинамическими функциями состояние системы. К ТД функциям относятся:

1 Внутренняя энергия  (Е).

2 Энтальпия (Н).

3 Энтропия (S).

4. Энергия Гиббса (свободная  энергия) (G).

5 Химический потенциал  (μ).

Пусть Х - термодинамическая  функция. X1 - значение ТД функции в  начальном состоянии. X2- значение ТД функции в конечном состоянии. Тогда  ΔХ=Х2-Х1 - изменение (приращение) ТД функции. Приращение, взятое с обратным знаком - убыль. ΔХ0- изменение ТД функции при стандартных параметрах.

1. Внутренняя энергия  (Е).

Внутренняя энергия  системы складывается из вращательного  и колебательного движения всех микрочастиц  системы, а также энергии их взаимодействия. Внутренняя энергия есть функция  состояния системы, приращение которой (ΔЕ) равно теплоте, поступающей в систему при изохорном процессе (ΔV=const)

ΔE=Q, где

Q - теплота изохорного процесса

ΔЕ - кДж/моль.

Изменение энергии системы обусловлено  теплотой, поступившей в систему и работой, совершаемой, при взаимодействии  системы с окружающей средой. Соотношение между этими величинами составляет содержание первого (начала) термодинамики. Приращение внутренней энергии системы в некотором процессе равно теплоте, поступившей с систему, плюс работа, выполненная над системой.

ΔE=Q-W

В биологических  системах теплота отдается в окружающую среду, а работа совершается за счет внутренней энергии. Поэтому для  биологических систем математическое выражение первого начала ТД имеет  вид:

-ΔЕ=-Q-W.

Закон ТД является количественным выражением всеобщего закона природы о вечности материи и движения. Впервые первый Закон ТД доказывает эквивалентность различных видов энергии. В уравнении ΔЕ - это и магнитная, и электрическая, и др. виды энергии. Энергия в системе не создается из ничего, и не исчезает бесследно. Она обязательно связана с теплотой, поступившей в систему, и с работой, выполненной над системой. О том, что теплота и работа являются эквивалентными формам и, энергии доказано трудами ряда ученых.

2. Энтальпия (Н).

Энтальпия - это часть внутренней энергии системы, которая может

совершить полезную работу. Из математической записи первого  закона ТД выразим теплоту (Q):

Q=ΔE-W

Теплота расширения в изобарном процессе (р=const), выражается как:

W=-pΔV, где

ΔV - изменение объема системы, ;ΔV=V2-V1

Qр=ΔЕ+рΔV = (Е2+рV2) -(E1+pV1), где:

Qр - теплота изобарного процесса при р=const;

Е+рV=Н, т. е. энтальпия, => Qр=Н2-Н1=ΔН, т.о. ΔН=Qр

Энтальпия - это функция состояния системы, приращение которой равно теплоте, поступившей в систему, в изобарном процессе.

Т.к. ΔН=Qр, =>Δ Н=ΔЕ+рΔ V, [кДжмоль-1]

Данное уравнение  связывает приращение энтальпии  и внутренней энергии системы. Для  эндотермического процесса ΔН>0, а  для экзотермического процесса ΔН<0 .

3. Энтропия (S).

Энтропия - функция состояния система, приращение которой (ΔS) равно минимальной теплоте (Q),поступившей в систему в обратимом изотермическом процессе, деленной на абсолютную температуру (Т), которой совершается этот процесс. Изотермическим называется процесс, протекающий при постоянной Т (Т=соnst).

ΔS=Qmin/T, где:

ΔS[Дж моль-1 К-1].                         

Энтропия  связана с вероятностью состояния  системы уравнением Больцмана.

S=Кв Inω, где:

Kв - постоянная Больцмана= R/N= 1.38 10-23 Дж К-1

ω-вероятность  состояния системы. Это число  микросостояний которым может быть реализовано данное  макросостояние. При абсолютном нуле прекращается колебательные движения частиц в узлах кристаллической решетки и  макросостояние кристалла при этом обусловлено одним вариантом расположения частиц, т. е. ω=1 =>

S=Kв In1, а т.к. In1=0. то S=0.

Ростом энтропии сопровождаются такие самопроизвольные процессы, как испарение жидкости таяние льда, растворение веществ  в растворителях, т.е. процессы, которые  приводят к увеличению беспорядка в  системе. Снижением  энтропии  сопровождаются  кристаллизация  веществ,  реакции  полимеризации, поликонденсации, т.е. процессы, которые приводят к увеличению упорядоченности в системе. Т.о. энтропия является мерой неупорядоченности системы.

4. Энергия Гиббса (G).

Энергия Гиббса - это часть потенциальной энергии реагирующих веществ, которая может быть использована для осуществления полезной работы. При протекании изобарно - изотермических процессов (р и t = const) приращение энергии Гиббса (ΔG) выражается следующим уравнением:

ΔG=ΔH-TΔS

Анализ  уравнения:

1 Энтальпийный фактор. Определяет стремление системы снизить свою энергию за счет образования сложных частиц из более простых, при этом совершается полезная работа.

2 Энтропийный фактор. Определяет стремление системы к хаотичному, неупорядоченному состоянию, за счет распада сложных частиц на более простые и распределению их по всему объему системы. Величина ΔG служит критерием возможности самопроизвольного протекания процессов.

Процесс протекает  самопроизвольно, если ΔG<0.

При ΔG>0, процесс самопроизвольно не протекает.

Если ΔG=0, то в системе установилось состояние равновесия.

Влияние энтальпийно-энтропийного факторов на величину ΔG при разных температурах:

1. При ΔG>0 , ΔS>0 , процесс протекает самопроизвольно только при высоких температурах.

2. При ΔG>0, ΔS<0 , процесс самопроизвольно не протекает ни при каких температурах.

3. При ΔG<0, ΔS>0, процесс самопроизвольно протекает при любых температурах.

4. При ΔG<0, ΔS<0, процесс самопроизвольно протекает только при низких температурах.

Процессы, при протекании которых энергия Гиббса снижается (ΔG<0) и совершается полезная работа, называются экзергоническими.

Процессы, при  протекании которых энергия Гиббса увеличивается (ΔG>0) и совершается работа, называются эндергоническими.

5. Химический потенциал (μ).

Химический потенциал  какого-либо вещества в системе равен  отношению энергии Гиббса (G) к количеству вещества (n).

μ=G(x)/n(x), отсюда

G(х)=n(х)μ(х).

Если система  состоит из нескольких веществ x1, x2, x3 и т.д., то химический потенциал (μ), через который выражается G, в математическом выражении записывается:

G=n(x1)μ(x1)+n(x2)μ(x2)+n(x3)μ(x3).

Для вещества, находящегося в растворе, μ зависит от концентрации раствора, и природы растворителя. Эта зависимость носит логарифмический  характер и выражается уравнением:

μ(x)=μ0(x)+RT In c (x)где:

μ(x)- химический потенциал, [Дж моль-1];

μ0(x)- стандартный химический потенциал, определяется при стандартных параметрах, т.е. при Т==298, р= 101,3 Па и с(x)=1 моль дм-3 :

In- натуральный логарифм, при е≈2,7183;

С(x) - концентрация вещества [моль дм-3].

С увеличением  концентрации вещества в системе  μ увеличивается. Химический потенциал  используется для расчета энергии  Гиббса системы, которая складывается из сумм энергий Гиббса компонентов ее составляющих.

Термохимия.

Раздел  ТД, энергии при протекании химических процессов, называется химической ТД (термохимией)- ТХ. В ТХ уравнения химических реакций называются термохимическими. Для них характерны следующие особенности:

1.Записываются с учетом ТД функций состояний системы (ΔH,Δ S).

2. Учитывается 1 моль вещества, поэтому возможны дробные коэффициенты.

3. Указываются агрегатные состояния веществ.

4. С данными уравнениями могут производиться обычные действия.

Пример: N2(г)+O2(г)=NO(г),ΔH>0.

Впервые первое начало ТД к химическим процессам применил русский ученый Гесс. В 1840 г. Гесс открыл закон, который называется законом Гесса: приращение энтальпии при образовании продуктов из данных реагентов при постоянном давлении не зависит от числа и вида реакций, в результате которых образуются эти продукты. Суммарное изменение ΔН:  

ΔH1=ΔH2+ΔH3=ΔH4+ΔH5+ΔH6

Для большинства  химических процессов ΔH можно рассчитать по стандартным энтальпиям образования или сгорания реагентов и продуктов. Проведя такие расчеты можно предсказать энергетику того или иного химического процесса. Энтальпия образования определенная при стандартных параметрах, называется стандартной (ΔH0обр). Расчет ΔН химической реакции по энтальпиям образования производят на основе первого следствия из закона Гесса, которое гласит: изменение энтальпии химической реакции равно алгебраической сумме энтальпий образования продуктов за вычетом алгебраической суммы энтальпий образования реагентов, взятых с учетом стехиометрического количества реагентов и продуктов.

ΔH0р-ции=∑ΔH0обр. реагентов-∑ΔH0 обр. продуктов

4NH3(г)+3O2(г)=2N2(г)+6H2O(ж)

ΔH0р-ции.=2 ΔH0о6р.(N2(г))+6 ΔH0о6р.(H2O(ж))-4 ΔH0обр.(NН3(г))-ЗΔH0обр.(O2(г)).

Информация о работе Химическая термодинамика