Бондарь В.И. Конспект лекций по курсу «Физическая химия» - файл n6.doc

Бондарь В.И. Конспект лекций по курсу «Физическая химия»
скачать (972.5 kb.)
Доступные файлы (16):
n1.doc138kb.22.04.2000 18:12скачать
n2.doc1223kb.22.04.2000 19:26скачать
n3.doc90kb.22.04.2000 19:28скачать
n4.doc101kb.22.04.2000 19:32скачать
n5.doc150kb.22.04.2000 18:17скачать
n6.doc199kb.22.04.2000 18:24скачать
n7.doc932kb.22.04.2000 18:40скачать
n8.doc336kb.22.04.2000 18:46скачать
n9.doc279kb.22.04.2000 19:09скачать
n10.doc483kb.22.04.2000 19:12скачать
n11.doc286kb.22.04.2000 19:19скачать
n12.doc265kb.22.04.2000 19:21скачать
n13.doc122kb.22.04.2000 19:48скачать
n14.doc40kb.22.04.2000 19:57скачать
n15.doc29kb.22.04.2000 17:03скачать
n16.doc1701kb.08.10.2003 21:29скачать

n6.doc





К первой группе относятся реакции образования химических соединений из простых веществ, например:

С + О2 = СО2 + 380 кДж. (3.1)

Ко второй группе относятся реакции диссоциации химических соединений:

2О = 2Н2 + О2 – 540 кДж. (3.2)

В термохимии в силу исторических обстоятельств при обозначении теплового эффекта используются знаки обратные тем, что используются в термодинамике:

Термохимия

Термодинамика

+ Q

- q

- Q

+ q



2. Связь тепловых эффектов химических реакций при постоянном

объеме (QV) и давлении (QP).

Если химическая реакция протекает в условиях постоянства объема системы, то работа противных сил внешнего давления равняется нулю.

Согласно уравнению первого начала термодинамики в условиях V = const:

qv = U = U2 – U1. (3.3)

Принимая термохимические обозначения:

QV = - qv = -U. (3.4)

То есть тепловой эффект химической реакции в условиях постоянства объема системы равен убыли внутренней энергии системы

Если химическая реакция происходит при постоянном давлении, то системой производится работа против внешних сил. В этом случае:

qр = U + А. (3.5)

или

QP = -qp = -U – А = - (U2 – U1) – p(V2 – V1) = (U1 + pV1) – (U2 + pV2) = H1 – H2 = -H, (3.6)

т. е. тепловой эффект химической реакции при постоянном давлении равен убыли энтальпии системы.

Далее:

QP – QV = -H – (-U) = -H +U = -pV. (3.7)

Из уравнения состояния идеальных газов:

рV = -nRT. (3.8)

Тогда окончательно:

QP – QV = -nRT, (3.9)

где nRT определяет величину работы, совершаемую системой за счет изменения числа молей газообразных участников реакции.

Например:

CO + H2O = CO2 + H2, (3.10)

где n = 0 и QP = QV.

3H2 + N2 = 2NH3, (3.11)

где n = -2 и QP > QV.

2C + O2 = 2CO, (3.12)

где n = 1 и QP < QV.

Очевидно, что в системах, состоящих только из жидких или твердых веществ n = 0 и QP = QV.

3. Закон Гесса.

В основе термохимии лежит закон, согласно которому тепловой эффект реакции не зависит от пути этой реакции, а определяется видом и состоянием исходных и конечных продуктов реакции.

Гесс Герман Иванович (1802 – 1850 г. г.) – русский химик, академик Петербуржской Академии наук.

Существо закона вытекает из уравнения первого начала термодинамики:

QV = -V, а QP = -H.

U и Н – функции состояния, поэтому QV и QP также функции состояния системы.

Иллюстрация закона Гесса.

C + O2 = CO2 + Q1, (3.13)

есть первый вариант реакции в системе.

C + O2 = CO + Q2,

CО + O2 = CO2 + Q3, (3.14)

второй возможный вариант реакции.

Так из одинакового исходного состояния образуется одинаковое для рассмотренных вариантов конечное состояние, то:

Q1 = Q2 + Q3. (3.15)

Закон Гесса имеет огромное практическое значение. С его помощью устанавливаются значения тепловых эффектов реакций, экспериментальное определение которых затруднительно.

Для этих целей широко используются следствия из закона Гесса.
4. Следствия из закона Гесса.

I следствие. Тепловой эффект реакции разложения какого-либо химического соединения равен по абсолютной величине, но противоположен по знаку тепловому эффекту реакции образования этого соединения.

II следствие. Если совершаются две реакции, приводящие из различных исходных состояний к одинаковым конечным, то разница между тепловыми эффектами реакций представляет собой тепловой эффект перехода из одного исходного состояния в другое.

III следствие. Если совершаются две реакции, приводящие из одинаковых исходных состояний к различным конечным, то разница их тепловых эффектов есть тепловой эффект реакции перехода из одного конечного состояния в другое.

IV следствие. Тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот образования конечных и исходных продуктов реакции с учетом коэффициентов перед химическими формулами этих продуктов в уравнении химической реакции.

В аналитической форме записи:

, (3.16)

где Q – тепловой эффект химической реакции;

- теплоты образования конечных и исходных продуктов реакции соответственно.

Теплота образования – тепловой эффект химической реакции образования данного вещества (продукта химической реакции) из простых, устойчивых в данных условиях. Стандартной теплотой образования называют теплоту образования, отнесенную к температуре 298 К и давлению 1,01 * 105 Па. Если известна эта величина, то термохимический расчет позволяет определить теплоту образования и при других значениях параметров состояния.

V следствие. Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот сгорания исходных и конечных продуктов химической реакции с учетом коэффициентов у химических формул этих веществ в уравнении химической реакции.

В аналитической форме записи:

, (3.17)

где - теплоты сгорания конечных и исходных продуктов реакции соответственно.

Теплота сгорания – тепловой эффект реакции сгорания 1 моля вещества в атмосфере чистого кислорода до образования высшего оксида.

Теплота сгорания существенно зависит от температуры, поэтому для термохимических расчетов вводится некоторая точка отсчета – стандартная теплота сгорания. Стандартной теплотой сгорания называется теплота сгорания, отнесенная к стандартным условиям, т. е. к 298 К и р = 1,01*105 Па.

VI следствие. Теплота растворения.

Теплотой растворения называется количество теплоты, выделяемое или поглощаемое при растворении 1 моля вещества в таком количестве растворителя, при котором его дальнейшее добавление к раствору уже не вызывает изменение температуры последнего.

В этой связи табличные значения теплот относятся к раствору 1 моля растворяемого вещества в 200 – 400 молях растворителя.

Теплота растворения (q) – сумма двух слагаемых:

q = q1 + q2, (3.18)

где q1 – теплота, затрачиваемая на перевод вещества из обычного состояния в то, в котором оно находится в растворе;

q2 – теплота взаимодействия частиц растворителя с частицами растворенного вещества (теплота сольватации или гидратации, если растворитель вода).

VII следствие. Теплота плавления и испарения.

Процессы плавления и испарения всегда эндотермические процессы, т. к. на их реализацию необходимо затратить значительную энергию на разрушение данного порядка в структуре вещества.

Между теплотой испарения () и температурой кипения (ТЕ) существует взаимосвязь:

, (3.19)

определяемая как правило Трутона.

Существует такая же взаимосвязь для теплоты плавления () и температуры плавления (TS):

, (3.20)

называемая правилом Ричардса.

VIII следствие. Теплота нейтрализации.

Реакция нейтрализации – реакция между щелочами и кислотами. В ее основе лежит процесс нейтрализации ионов водорода (Н+) ионами гидроксида (ОН-), приводящий к образованию молекул воды. Следовательно, тепловой эффект всех подобных реакций должен быть одинаков, что и показали точные опыты.

Теплота нейтрализации примерно равна 57,08 кДж/моль, если в реакции участвует одноосновная кислота
5. Зависимость теплового эффекта химической реакции от температуры

(уравнение Кирхгофа).

Большинство экспериментальных определений теплот реакций относится к комнатной температуре, хотя практически важно знать его значение при любой температуре. Первое начало термодинамики позволяет определить зависимость теплового эффекта от температуры и осуществлять соответствующие термохимические расчеты.

Для реакции вида:

, (3.21)

где - коэффициенты;

М1, М2, ..., N1, N2, ... – продукты химической реакции, тепловой эффект .

. (3.22)

Тогда:

. (3.23)

После дифференцирования по температуре:

, (3.24)

где - температурный коэффициент теплового эффекта химической реакции;

Учитывая, что = СV:

(3.25)

или

. (3.26)

Уравнение (3.26) – уравнение Кирхгофа в дифференциальной форме записи, которое читается:

“Температурный коэффициент теплового эффекта химической реакции равен изменению теплоемкости системы за счет этой реакции.”

Если , то , т. е. с повышением температуры тепловой эффект химической реакции уменьшается.

Если , то и с повышением температуры тепловой эффект химической реакции возрастает.

При , то и температура не влияет на величину теплового эффекта химической реакции.

После разделения переменных и интегрирования:

. (3.27)

где .

Тогда

(3.28)

и по аналогии:

. (3.29)

Уравнения (3.28) и (3.29) – уравнения Кирхгофа в интегральной форме записи.

В обобщенной форме записи:

. (3.30)

Кроме того:

, (3.31)

. (3.32)

Таким образом, для нахождения величины теплового эффекта химической реакции при заданной температуре необходимо знать его величину при любой другой температуре и располагать уравнениями Сi = f (T).
Глава IV. Второе начало термодинамики.


  1. Содержание второго начала термодинамики.

Первого начала термодинамики недостаточно для полной характеристики термодинамических процессов. В рамках первого начала можно установить энергетический баланс процессов, но получить сведения о возможности, направлении и пределах их протекания не представляется возможным.

Итак, второе начало позволяет:

определять условия, при которых превращение какого-либо запаса энергии в полезную работу происходит наиболее полно.

Предлагаются следующие формулировки второго начала термодинамики:

“... холодное тело В, погруженное в теплое тело А, не может воспринять большую степень теплоты, чем какую имеет А.”

(М. В. Ломоносов)

“... невозможен процесс, единственный результат которого состоял бы в переходе энергии от более холодного тела к более горячему.”

(Рудольф Клаузиус)

“... невозможен процесс, единственный результат которого состоял бы в поглощении теплоты от нагревателя и полного преобразования этой теплоты в работу.”

(У. Томсон (лорд Кельвин))

2. Обратимые и необратимые процессы.

Подобно тому, как в первом начале термодинамики вводится функция состояния – внутренняя энергия, во втором начале – функция состояния, получившая название энтропия (S) (от греческого entropia – поворот, превращение). Рассмотрение изменения этой функции привело к разделению всех процессов на две группы: обратимые и необратимые (самопроизвольные) процессы.

Процесс называется обратимым, если его можно провести сначала в прямом, а затем в обратном направлении и так, что ни в системе, ни в окружающей среде не останется никаких изменений. Полностью обратимый процесс – абстракция, но многие процессы можно вести в таких условиях, чтобы их отклонение от обратимости было весьма мало. Для этого необходи-

Учебный материал
© bib.convdocs.org
При копировании укажите ссылку.
обратиться к администрации