Основы химии
Методическое пособие - Химия
Другие методички по предмету Химия
? не ее абсолютное значение.
Первый закон термодинамики объединяет три энергетические величины: внутреннюю энергию, теплоту и работу. Все величины Q, U, H и А имеют размерность энергии. В международной системе единиц (СИ) они выражаются в одних и тех же единицах Джоулях (или Килоджоулях).
В связи с этим:
- Теплота это результат изменения внутренней энергии, это передача хаотического поступательного, колебательного и вращательного движения от структурных единиц системы к частицам внешней среды путем теплопроводности, излучения или конвекции (или наоборот).
- Работа тоже является результатом изменения внутренней энергии системы. Это передача упорядоченного поступательного движения от организованного потока частиц системы к частицам внешней среды. С созданием в ней такого же организованного поступательного движения потока частиц. В частности работа расширения или сжатия системы за счет изменения объема в результате химического процесса.
Следовательно, работа является одной из форм передачи энергии от одной системы к другой от системы совершающей работу к системе над которой работа совершается. При этом, энергия системы, которая совершает работу, будет убывать.
В экзотермических процессах система теряет тепловую энергию, поэтому энтальпия этого процесса со знаком минус: ?Hэкзот.реакц.<0. Например,
Н2(г) + О2(г)=Н2О(г); ?H0= -57 кДж/моль.
В эндотермических процессах, наоборот, система приобретает энергию, следовательно, энтальпия идет со знаком плюс. (энергия вливается в систему).
SO3(г)= SO2(г) + O2(г); ?H0= +23,49 кДж/моль.
Так как значение ?H зависит от параметров состояния, систему необходимо привести к стандартному состоянию.
- За стандартное состояние принимают наиболее устойчивое состояние вещества при давлении 1атм и определенной постоянной температуре. Температура может быть любой, но приняли 298 К.
Различают три стандартных состояния соответственно трем агрегатным состояниям вещества.
Для твердых веществ наиболее устойчивым состоянием при давлении 1атм и тем-ре 298 К является кристаллическое, которое и принимается за стандартное.
Для растворенных веществ и ионов за стандартное состояние принимают состояние при мольности 1моль/кг; при этом предполагается, что раствор обладает свойствами бесконечно разбавленного раствора.
Если вещество при стандартных условиях может существовать в нескольких аллотропных формах, за стандартное принимают наиболее устойчивое состояние.
Изменение энтальпии в стандартном состоянии системы отмечают верхним индексом “0”: ?H0298К.
Различают изменение энтальпии химического процесса и энтальпии образования вещества.
- За стандартную энтальпию образования вещества принимают стандартную энтальпию такой реакции, в которой 1моль этого вещества образуется из простых веществ, каждое из которых находится в термодинамически устойчивом состоянии.
Ее обозначим ?H0f(298),СО2= -396 кДж/моль, т.е.
С(графит) + O2(г)=СО2(г); ?H0f(298)= -396 кДж/моль
Энтальпия образования простых веществ, в стандартном состоянии принимается равной нулю. Например ?H0f(298),О2=0; ?H0f(298),Н2=0; ?H0f(298),Сu2=0 и т.д.
Стандартные энтальпии образования веществ величины табличные. По значениям стандартных энтальпий образования можно судить о устойчивости соединений. Чем более отрицательное значение энтальпии образования, тем более стойкое соединение. Например оксид ZnO устойчивее оксида CdO, так как ?H0f(298),ZnO= -350,6 кДж/моль а ?H0f(298),CdO= -260 кДж/моль.
8.4. Законы термохимии. Термохимические расчеты.
В основе термохимических расчетов лежит закон Гесса и его следствия.
В 1836г. Русский химик Гесс Г.И. экспериментально установил следующий закон:
- Тепловой эффект реакции (энтальпия реакции) при Vconst или Pconst не зависит от пути процесса (от числа промежуточных стадий), а определяется только начальным и конечным состоянием системы.
Наглядно этот закон можно показать на реакции образования СО2.
С + О2=СО СО + О2= СО2
?H0I ?H0II
С(гр.)+ О2 СО2(г.)
Исходное состояние ?H0х.р. Конечное состояние
?H0х.р.=?H0I + ?H0II; -393,5= -1105 - 283
С(графит) + О2= СО2; ?H0= -393,5 кДж/моль
С(гр.) + О2(г.) =СО(г.); ?H0I = -110,5 кДж/моль
СО(г.) + О2(г.)= СО2(г.); ?H0II = -283 кДж/моль
Закон Гесса позволяет рассчитывать энтальпии отдельных стадий, которых экспериментально определить трудно. Так, из рассмотренного примера можно рассчитать энтальпию реакции окисления СО до СО2;
СО + О2= СО2, ?H0II; ?H0II = ?H0 ?H0I= -393,5 (-110,5)= -283 кДж/моль
Из закона Гесса вытекает ряд следствий. Некоторые из этих следствий раньше считались индивидуальными законами.
Рассмотрим два следствия из закона Гесса.
- Первое следствие.
Энтальпия процесса разложения вещества равна энтальпии образования, но имеет противоположный знак.
Так, энтальпия разложения СО2 на исходные элементы графит и кислород равна энтальпии образования (-393,5 кДж/моль), но имеет знак плюс, т.е. ?H0разл. СО2= 393,5 кДж/моль.
СО2(г.)= С(графит) + О2(г.); ?H0= 393,5 кДж/моль
Это свойство можно сформулировать по другому:
- Тепловой эффект кругового процесса равен нулю.
?H1
?H2
?H1+?H2=0
отсюда ?H1= -?H2
- Второе следствие.
Тепловой процесс реакции (энтальпия химического процесса) равен разности между суммой энтальпий образования конечных продуктов и суммой энтальпий образования исходных ве?/p>