Термодинамика изучает взаимные превращения энергии в макроскопических системах.
Термодинамическая система – тело или группа тел, каким-то образом отделённых от окружающей среды и составляющих предмет термодинамического рассмотрения.
1.Открытая система (обменивается с окр. Средой в-вом и энергией)
2.Закрытая система (обменивается только энергией)
3.Изолированная система (не обменивается ни в-вом, ни энергией)<- идеальная система.
Любую химическую систему можно описать термодинамически (исходное и конечное состояние системы).
Функция состояния – это параметры состояния системы, изменение которых в ходе процесса зависит только от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути перехода системы из начального в конечное состояние. Для описания энергетического состояния системы используют функцию состояния – внутреннюю энергию.
Внутренняя энергия системы – совокупность всех видов энергии, присущих этой системе, за исключением потенциальной кинетической энергии системы как целого. Определить абсолютное значение внутренней энергии системы невозможно. В ходе любого реального процесса происходит изменение внутренней энергии ΔUвследствие теплообмена со средой и совершения системной работы.При химических реакциях изменяется внутренняя энергия системы – это причина теплового процесса.
Термодинамические законы.
Первое начало (закон) термодинамики: Всё тепло, подведённое к системе, расходуется на изменение внутренней энергии и совершение работы против окр. среды.Q = ΔU + A ;A = pΔV
Если закрытая термодинамическая система совершает только работу расширения, т.е. не совершается полезная работа, тогдаQ = ΔU + pΔV
Сумма U + pV является функцией состояния, её называют энтальпией. Изменение энтальпии ΔH в результате протекания процесса может быть выражено уравнением: ΔH= ΔU + pΔV.
1.V=const (изохорные процессы) ΔV=0 т.е. ΔQ=ΔU
2.p=const(изобарные процессы) Q=ΔH
Поэтому энтальпия – функция состояния системы, изменение которой равно теплоте изобарного процесса; внутренняя энергия – функция состояния системы, изменение которой равно теплоте изохорного процесса.
Раздел термодинамики, изучающий изменение энтальпии при протекании химических процессов, называется термохимия. Основное понятие термохимии – тепловой эффект химической реакции.
Тепловой эффект химической реакции – энергия, которая выделяется или поглощается в ходе реакции, при постоянном давлении и температуре. (Т=const – изотермический процесс)
- экзотермический процесс -Q ΔН < 0
-эндотермический процесс +QΔH> 0
В основе термохимии лежит закон постоянства сумм теплот реакций, установленный Г.Н. Гессом в 1840 г.
Любой вид энергии (механической, электрической, химической) можно полностью превратить в тепловую; тепловую же энергию полностью превратить в другой вид энергии нельзя.
Второе начало (закон) термодинамики:
Невозможен процесс, единственным результатом которого было бы превращение теплоты в работу.Таким образом, всегда будет существовать часть теплоты, которую система не может превратить в полезную работу – её называют «связанной» энергией, т.е. ΔН = Е (свободная) + Е (связанная).Функцию состояния, изменение которой равно максимально полезной работе, совершаемой термодинамической системой, называют свободной энергией, а в изобарном процессе (p=const) – энергией Гиббса ΔG (Дж): ΔG = - Amax
Основной закон термодинамики (закон Гесса):
Тепловой эффект реакции зависит от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути проведения процесса.
1сл. Тепловые эффекты прямой и обратной реакции равны по величине и противоположны по знаку.
2сл. Тепловой эффект кругового процесса равен 0.
Теплота образования в-ва – это тепловой эффект реакции образования 1 моля в-ва из простых в их устойчивом состоянии.
3сл. Тепловой эффект реакции равен сумме теплот образования конечных веществ за вычетом теплот образования исходных веществ.
aA + bB = cC + dD
ΔH = (cΔHC + dΔHD) – (aΔHA + bΔHB)
Термохимические расчёты
При выполнении простейших расчётов по термохимическим уравнениям используют прямопропорциональную зависимость между:
1.Массой одного из веществ и количеством поглощаемой/выделяемой теплоты.
2.Объёмом одного из в-в и кол-вом поглощаемой/выделяемой теплоты.
2.Количеством (в молях) одного из в-в и ко-вом поглощаемой/выделяемой теплоты.
Следует помнить, что в термохимических уравнениях, коэффициенты указывают не число молекул, а количество веществ (в молях)!
Направление протекания химических реакций
Самопроизвольно протекают только экзотермические реакции! (ΔН < 0 энтальпия меньше нуля)
Движущая сила : система уменьшает запас энергии.
Наиболее устойчивым состоянием любой системы является состояние с наименьшим запасом энергии.
Энтропия – количественно описывает степень беспорядка в системе.
Напр. Газ расширяется – энтропия увеличивается.
Термодинамическая вероятность – число микросостояний, которыми можно реализовать данное макросостояние.S=KlnWK=R/N
В изолированной системе самопроизвольно протекают только те процессы, которые связаны с увеличением энтропии.
1).Тенденция уменьшения запаса энергии.
2).Тенденция увеличения беспорядка.
ΔG = ΔН -TΔS, G – энергия Гипса; изобарно-изотермический потенциал; химическое сродство; свободная энергия.
Типы химических реакций:
1.Экзотермические реакции, идущие с увеличением энтропии, ΔН < 0 ΔS> 0 ΔG< 0 – всегда!
2.Экзотермические реакции, идущие с уменьшением энтропии, ΔH< 0 ΔS< 0
ΔG – в зависимости от | ΔH| > |TΔS|
3.Эндотермические реакции, идущие с уменьшением энтропии. ΔH> 0 ΔS< 0ΔG> 0 – всегда!
4.Эндотермические реакции, идущие с увеличением энтропии. ΔH> 0 ΔS> 0
ΔG – в зависимости от | ΔH| <|TΔS|
Свободная энергия образования вещества – изменение свободной энергии в реакциях образования одного моля в-ва из простых в-в; сумма свободных энергий образования конечных веществ, за вычетом свободных энергий образования исходных веществ.Нет веществ с нулевой энтропией!