Начала термодинамики и термохимия

Внутренняя энергия U –
общий запас энергии,
включая движение молекул,
колебания связей,
движение электронов, ядер и.д.,
т.е. все виды энергии,
кроме кинетической и
потенциальной энергии системы
в целом.

Количество выделенной или поглощенной теплоты Q называется тепловым эффектом реакции.
Изучением тепловых эффектов занимается термохимия.

Процессы могут протекать либо при постоянном объеме V=const, либо при постоянном давлении p=const.
Поэтому и тепловые эффекты будут различаться Qv и Qp .
Закон сохранения энергии гласит:
Q = ΔU + A (1)
где А - работа, производимая системой.

ΔН – энтальпия (кДж/моль) – первая термодинамическая величина
Тогда
Q = - ν·ΔНхим.реакции , где ν=m/M=V/Vm
ΔН – табл.значения для стандартных условий, станд.усл. (t =25 град. С или T=298 К, р= 760 мм.рт.ст.)

Zn(к) + H2SO4 (ж) = ZnSO4 (ж) + Н2 (г) ΔН = - 1 63 ,2 кДж
Знак теплового эффекта - если тепло выделяется, внутренняя энергия системы уменьшается (экзотермические процессы) (-), для эндотермических процессов (+).
При написании термохимических уравнений необходимо указывать агрегатное состояние вещества, поскольку переход из одного агрегатного состояния в другое также сопровождается тепловым эффектом. Пишем либо (г), (ж), (тв), либо газ - формула берется в круглые скобки (С12), жидкость не обозначается, твердые вещества в квадратных скобках [Zn].
ΔН зависит от количества вещества, поэтому важно уравнивать реакции, при этом коэффициенты могут быть дробными .
ΔН зависит от условий - от температуры и давления. Поэтому обычно приводятся стандартные значения ΔН0

Стандартные условия - р = 1 атм (101 кПа), температура 25°С (298 К) -отличие от нормальных условий.

1)Закон Лавуазье-Лапласа. Тепловой эффект обратной реакции равен тепловому эффекту прямой, с противоположным знаком.
2)Закон Гесса . (1840) Изменение энтальпии процесса зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути процесса.

Тепловой эффект реакции равен сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования начальных (исходных) веществ.

Возможность самопроизвольного протекания процесса
и его направление.
Энтропия S:
S = R•lnW [Дж / моль • К ],
где W - вероятность существования системы, R - универсальная газовая постоянная.
Проще: энтропия это мера беспорядка в системе.
Sгаз>> Sжидкости>> Sтвердого тела

Постулат Нернста: при абсолютном нуле температуры энтропия любого совершенного кристалла равна нулю. (Третье начало термодинамики).

Равновесие:
ΔН = Т · ΔS
Функцией состояния, одновременно отражающей влияние энтропии и энтальпии на направление химического процесса, служит энергия Гиббса.
ΔG = ΔН - Т · ΔS
(Кдж/моль)

Так, для реакции типа A + В2—>АВ2 закон действия масс выражается следующим образом:
v = k [А] [В2]
В этом уравнении [А] и [В2] - концентрации вступающих в реакцию веществ, а коэффициент пропорцио­нальности k — константа скорости реакции, значение которой зависит от природы реагирующих веществ.
Например, реакция типа A+2B→AB2 может протекать по механизму тройных столкновений:
А+В + В → АВ2
В этом случае, в соответствии с законом действия масс, можно записать
v = k [А] [В] [В] , т.е. v = k [А] [В]2