Шпаргалка по "Химии"

Первый закон термодинамики  является обобщением закона сохранения и превращения энергии для  термодинамической системы. Он формулируется  следующим образом:

Изменение ΔU внутренней энергии  неизолированной термодинамической  системы равно разности между  количеством теплоты Q, переданной системе, и работой A, совершенной системой над внешними телами.

ΔU = Q – A.

Соотношение, выражающее первый закон термодинамики, часто записывают в другой форме:

Q = ΔU + A.

Количество теплоты, полученное системой, идет на изменение ее внутренней энергии и совершение работы над  внешними телами.

Первый закон термодинамики  является обобщением опытных фактов. Согласно этому закону, энергия не может быть создана или уничтожена; она передается от одной системы  к другой и превращается из одной  формы в другую. Важным следствием первого закона термодинамики является утверждение о невозможности  создания машины, способной совершать  полезную работу без потребления  энергии извне и без каких-либо изменений внутри самой машины. Такая  гипотетическая машина получила название вечного двигателя (perpetuum mobile) первого рода. Многочисленные попытки создать такую машину неизменно заканчивались провалом. Любая машина может совершать положительную работу A над внешними телами только за счет получения некоторого количества теплоты Q от окружающих тел или уменьшения ΔU своей внутренней энергии.

Применим первый закон  термодинамики к изопроцессам в газах.

1. В изохорном процессе (V = const) газ работы не совершает, A = 0. Следовательно,

Q = ΔU = U (T2) – U (T1).

2. Здесь U (T₁) и U (T₂) – внутренние энергии газа в начальном и конечном состояниях. Внутренняя энергия идеального газа зависит только от температуры (закон Джоуля). При изохорном нагревании тепло поглощается газом (Q > 0), и его внутренняя энергия увеличивается. При охлаждении тепло отдается внешним телам (Q < 0).
3. В изобарном процессе (p = const) работа, совершаемая газом, выражается соотношением

A = p (V2 – V1) = p ΔV.

4. Первый закон термодинамики для изобарного процесса дает:

Q = U (T2) – U (T1) + p (V2 – V1) = ΔU + p ΔV.

5. При изобарном расширении Q > 0 – тепло поглощается газом, и газ совершает положительную работу. При изобарном сжатии Q < 0 – тепло отдается внешним телам. В этом случае A < 0. Температура газа при изобарном сжатии уменьшается, T₂ < T₁; внутренняя энергия убывает, ΔU < 0.
6. В изотермическом процессе температура газа не изменяется, следовательно, не изменяется и внутренняя энергия газа, ΔU = 0.

Первый закон термодинамики  для изотермического процесса выражается соотношением

Q = A.

Количество теплоты Q, полученной газом в процессе изотермического  расширения, превращается в работу над внешними телами. При изотермическом сжатии работа внешних сил, произведенная  над газом, превращается в тепло, которое передается окружающим телам.

Наряду с изохорным, изобарным  и изотермическим процессами в термодинамике  часто рассматриваются процессы, протекающие в отсутствие теплообмена  с окружающими телами. Сосуды с  теплонепроницаемыми стенками называются адиабатическими оболочками, а процессы расширения или сжатия газа в таких  сосудах называются адиабатическими.

Энтальпия

Энтальпия системы (от греч. enthalpo нагреваю) – это однозначная функция H состояния термодинамической системы при независимых параметрах энтропии S и давлении P, которая связана с внутренней энергией U соотношением

H = U + PV

где V – объем системы.

В химии чаще всего рассматривают  изобарические процессы (P = const), и тепловой эффект в этом случае называют изменением энтальпии системы или энтальпией процесса:

 

ΔH = ΔU + PΔV

(4.1)

Энтальпия имеет размерность  энергии (кДж). Ее величина пропорциональна  количеству вещества; энтальпия единицы  количества вещества (моль) измеряется в кДж∙моль^–1.

В термодинамической системе  выделяющуюся теплоту химического  процесса условились считать отрицательной (экзотермический процесс, ΔH < 0), а  поглощение системой теплоты соответствует  эндотермическому процессу, ΔH > 0.

Уравнения химических реакций  с указанием энтальпии процесса называют термохимическими. Численные  значения энтальпии ΔH указывают  через запятую в кДж и относят  ко всей реакции с учетом стехиометрических  коэффициентов всех реагирующих  веществ. Поскольку реагирующие  вещества могут находиться в разных агрегатных состояниях, то оно указывается  нижним правым индексом в скобках: (т) – твердое, (к) – кристаллическое, (ж) – жидкое, (г) – газообразное, (р) – растворенное. Например, при  взаимодействии газообразных H₂ и Cl₂ образуются два моля газообразного HCl. Термохимическое уравнение записывается так:

При взаимодействии газообразных H₂ и O₂ образующаяся H₂O может находиться в трех агрегатных состояниях, что скажется на изменении энтальпии:

 

Приведенные энтальпии образования  веществ и энтальпии реакций  отнесены к стандартным условиям (P = 101,325 кПа) и взяты для температуры T = 298 K. Стандартное состояние тер