Термодинамика химических процессов презентация

План
Энергетика химических и фазовых превращений
1.1 Основные понятия термодинамики: система, энергия (внутренняя, тепловая, механическая), параметры состояния системы, компоненты системы, фаза, процесс. Первый закон (начало) термодинамики.
1.2 Тепловые эффекты реакций и термохимические уравнения. Закон Гесса. Понятие энтальпии. Теплота (энтальпия) образования вещества.
1.3 Энтропия и второе начало (закон) термодинамики
1.4 Энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал). Критерии самопроизвольного протекания процессов.
Вычисления по термохимическим уравнениям

ТЕРМОДИНАМИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ
Основные понятия:
Химическая термодинамика – раздел химии, изучающий энергетику химических и фазовых превращений, направление и протекание процессов в физико-химических системах, химические и фазовые равновесия
Термодинамика (дословно – наука об изменении тепла) базируется не на постулатах, а на экспериментально подтвержденных объективных закономерностях, сформулированных в основных началах (или законах)

ТЕРМОДИНАМИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ
Основные понятия:
Термодинамическая система
Окружающая среда
Термодинамическая система – ограниченная часть окружающего нас мира, являющаяся предметом исследований

ТЕРМОДИНАМИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ
Основные понятия:
Термодинамическая система – это совокупность тел, способных обмениваться друг с другом энергией и веществом и по-разному взаимодействующих с окружающей средой
открытая
закрытая
изолированная

ТЕРМОДИНАМИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ
Основные понятия:
Термодинамические параметры – это величины, характеризующие термодинамическую систему
Интенсивные параметры (их величина не зависит от количества вещества):
- температура (T);
- давление (р);
- молярная концентрация (См).
Экстенсивные параметры (их величина зависит от количества вещества):
- масса (m);
- объем (V).

ТЕРМОДИНАМИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ
Основные понятия:
Переход термодинамической системы из одного состояния в другое
состояние I состояние II

ТЕРМОДИНАМИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ
Основные понятия:
Внутренняя энергия системы (U) определяется суммарным запасом энергии составляющих систему молекул, атомов, электронов, ядер и т.д. и складывается, в основном, из кинетической энергии этих частиц и энергии взаимодействия между ними
ΔU = U2 – U1
Внутренняя энергия изолированной системы (ΔQ = 0; A = 0; ΔU = 0) есть величина постоянная

ПЕРВЫЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ
A = pΔV – совершаемая системой работа
Q = ΔU + A + W + E – подведенная к системе теплота
Первый закон термодинамики:
теплота Q, сообщаемая системе извне, расходуется на увеличение внутренней энергии закрытой системы ΔU и на совершаемую системой работу A:
Q = ΔU + A
* Первый закон термодинамики вытекает из закона сохранения энергии М.В. Ломоносова.

ТЕРМОДИНАМИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ
Основные понятия:
Энтальпия, Н – функция состояния, равная сумме U + pV:
H ≡ U + pV
Для изобарного процесса:
ΔH = ΔU + pΔV
При р = const и при отсутствии других видов работ, кроме работы расширения, теплота равна изменению энтальпии с противоположным знаком:
Qр = ΔU + pΔV = -ΔH
Для изохорного процесса (V = const ) и в отсутствии других видов работ:
QV = ΔU

Тепловые эффекты и термохимические уравнения реакций
Раздел химической термодинамики, в котором изучают теплоты (±Q) химических реакций и их зависимость от различных физико-химических параметров, называется термохимией
Термохимическое уравнение реакции – уравнение реакции, в котором наряду с ее участниками указывается тепловой эффект реакции как один из продуктов взаимодействия
В термохимическом уравнении реакции обязательно указывается агрегатное состояние вещества
ТЕРМОДИНАМИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Основные понятия:

ТЕПЛОВЫЕ ЭФФЕКТЫ РЕАКЦИЙ
И ТЕРМОХИМИЧЕСКИЕ УРАВНЕНИЯ
Пример: Реакция образования воды из простых веществ выражается термохимическим уравнением:
H2 (г) + ½ O2 (г) = H2O (г) + 242 кДж
При экзотермическом процессе Qр-ции > 0, ΔНр-ции < 0.
При эндотермическом процессе Qр-ции < 0, ΔНр-ции > 0.

ЗАКОН ГЕССА
Изменение энтальпии ΔНр-ции (изменение теплового эффекта Qр-ции) химической реакции не зависит от промежуточных стадий реакции (пути протекания процесса), а определяется только состоянием исходных веществ и продуктов реакции
– установлен экспериментально в 1840 г. русским химиком Г. И. Гессом

ЗАКОН ГЕССА
Пример: Определить изменение энтальпии ΔHх в реакции взаимодействия газообразного аммиака с раствором хлороводородной кислоты с образованием хлорида аммония:
NH3 (г) + HCl (р) = NH4Cl (р); ΔHх (ӿ)
если известны величины ΔHi следующих реакций:
1) образование твердого хлорида аммония из газообразного аммиака и хлороводорода (ΔH1):
NH3 (г) + HCl (г) = NH4Cl (тв) , ΔH1 (1)
2) образование раствора хлорида аммония (aq – означает растворение в воде с образованием бесконечно разбавленного раствора) (ΔH2):
NH4Cl (тв) + aq = NH4Cl (р), ΔH2 (2)
3) образование раствора хлороводородной кислоты (ΔH3):
HCl (г) + aq = HCl (р) ΔH3 (3)
Комбинируя реакции 1, 2 и 3, получаем интересующую нас реакцию (ӿ), для которой:
ΔHх = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3

ЗАКОН ГЕССА,
следствие, математическое выражение:
ΔНºр-ции = Σ ni ∙ΔНºf (прод.) – Σ nj ∙ΔНºf (исх. в-в),
Стандартная энтальпия образования вещества (ΔНºf, кДж/моль) – изменение энтальпии в реакции образования 1 моль вещества из простых веществ в стандартных условиях (при температуре 25 °С (298,15 К) и давлении 1 атм = 760 мм рт. ст. = 101,3 кПа)
где ni и nj – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции; i – для продуктов реакции; j – для исходных веществ;
ΔНºf – стандартная энтальпия образования вещества, кДж/моль
Пример: для реакции
Al2O3 (тв) + 3SO3 (г) = Al2(SO4)3 (тв)
ΔНºр-ции = ΔНºf [Al2(SO4)3 (тв)] – {ΔНºf [Al2O3 (тв)] + 3ΔНºf [SO3 (г)]} = -3444,1 кДж – {-1676,8 кДж + 3(-376,2 кДж)} = -638,7 кДж
Al2O3 (тв) + 3SO3 (г) = Al2(SO4)3 (тв) + 638,7 кДж

ТЕРМОДИНАМИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Основные понятия:
Энтропия (S) – функция состояния системы, такая же фундаментальная и универсальная, как энергия
В классической термодинамике под энтропией понимают такое свойство системы, изменение которого при обратимом процессе численно равно отношению теплоты к температуре протекания процесса:
где qU,V – термодинамическая вероятность данного состояния системы при определенном запасе внутренней энергии U и объеме V; k – постоянная Больцмана, равная 1,38⋅10-23 Дж/К.
dS = dQ/Т

ВТОРОЕ НАЧАЛО (ЗАКОН) ТЕРМОДИНАМИКИ
Р. Клаузиус, 1850 г.; У. Томпсон (лорд Кельвин), 1851 г.
Предпосылки: исследования французского военного инженера С. Карно (1824 г.) принципов действия тепловых двигателей с целью повышения их коэффициента полезного действия (КПД).
Формулировки второго начала термодинамики:
1. Невозможен самопроизвольный переход тепла от тела менее нагретого к телу более нагретому (Р. Клаузиус).
2. Невозможно превратить теплоту в работу, не производя никакого другого действия, кроме охлаждения источника тепла (У. Томпсон, М. Планк).
3. Вечный двигатель второго рода невозможен
(В. Оствальд).

ВТОРОЕ НАЧАЛО (ЗАКОН) ТЕРМОДИНАМИКИ
– Все системы самопроизвольно стремятся достигнуть состояния с наибольшей разупорядоченностью (с бóльшим беспорядком).
Энтропия (S) – мера неупорядоченности в системе, или вероятности ее состояния.
При протекании необратимых процессов энтропия увеличивается и стремится к максимальному значению: ΔS > 0.
* Энтропия идеального кристалла индивидуального вещества при температуре абсолютного нуля (0 К) равна нулю
В изолированных системах самопроизвольно идут те процессы, при которых происходит увеличение энтропии (ΔSизолир > 0)

ИЗМЕНЕНИЕ ЭНТРОПИИ, ΔS
Энтропия всегда увеличивается (ΔS > 0) в процессах:
при переходе из конденсированного состояния (твердого) в жидкое, из жидкого в газообразное;
при растворении твердого или жидкого вещества;
при диссоциации электролита; чем больше степень диссоциации, тем заметней увеличивается энтропия;
в химических реакциях, идущих с образованием газообразных веществ.
* Чем сложнее состав вещества, тем больше его энтропия S°.

Таблица 1 – Стандартные энтропии S° простых и сложных веществ

ТЕРМОДИНАМИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Основные понятия:
Энергия Гиббса (G) (изобарно-изотермический потенциал, свободная энергия, Дж, кДж, кДж/моль) – функция состояния термодинамической системы, если давление и температура – независимые параметры (р = const, Т = const): G = H – TS.
Изменение энергии Гиббса: ΔG0 = ΔH0 – TΔS0
ΔG – критерий самопроизвольного протекания процессов.
Для самопроизвольно протекающих процессов:
ΔG0 < 0
ΔG0 = (ΔH0 – TΔS0) < 0

Таблица 2 – Критерии возможности самопроизвольного протекания процессов

ИЗМЕНЕНИЕ ЭНЕРГИИ ГИББСА
Стандартные значения ΔНºf, Sº, ΔGºf приведены в справочных таблицах.
ΔНºf и ΔGºf – характеристики термодинамической стабильности веществ: чем более отрицательное значение они имеют, тем устойчивее вещество, то есть тем легче оно образуется из исходных простых веществ и тем труднее разлагается на исходные вещества.

Таблица 3 – Возможность и условия протекания реакций в зависимости от характера изменения энтальпии ΔНº , энтропии ΔSº, энергии Гиббса ΔGº