Энергетика хим процессов

Термодинамика Кинетика
Химическая реакция
Химическая реакция сопровождается разрывом одних и образованием других химических связей, в ходе которых имеет место обмен различными видами энергии между реагирующими частицами, обмен электронами и ядрами атомов.
Поэтому реакция сопровождается выделением или поглощением энергии в виде теплоты, света, работы расширения образовавшихся газов.

Термодинамика Кинетика
Примеры реакций
2 Mg + O2 = 2 MgO + E (теплота, свет)
(NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2⭡ + 4 H2O + E (теплота, работа
расширения газов)
Свинцовый аккумулятор:
(-) Анод Pb – 2e + SO42- ⭢ PbSO4
(+) Катод PbO2 + 2e + 4 H+ + SO42- ⭢ PbSO4 + 2 H2O
Pb + PbO2 + 2H2SO4 ⭢ 2PbSO4 + 2 H2O + E (Эл. ток)

Термодинамика Кинетика

Термодинамика Кинетика

Термодинамика Кинетика

Термодинамика Кинетика

Термодинамика Кинетика

Термодинамика Кинетика

Термодинамика Кинетика

Термодинамика Кинетика
ТЕРМОХИМИЯ
Термохимия – раздел химии, изучающий тепловые эффекты реакции.
Экзотермические реакции идут с выделением тепла (∆Н <0).
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O + 131,4 кДж
Эндотермические реакции идут с поглощением тепла (∆Н >0).
N2 + O2 = 2NO - 180,5 кДж

I Закон термохимии
1789-1794 г.г.
А-Л.Лавуазье (1743-1794),
П.Лаплас

Термодинамика Кинетика
Тепловой эффект образования данного вещества равен по величине и обратен по знаку тепловому эффекту реакции разложения этого вещества.

Термодинамика Кинетика
CaCO3(к) = CaO(к) + CO2(г) ΔН1 = 177 кДж/моль
CaO(к) + CO2(г) = СaCO3(к) ΔН2 = -177 кДж/моль
ΔН1 = - ΔН2

II Закон термохимии
1840 г.
Г.И. Гесс (1802-1850)

Термодинамика Кинетика
Гесс Герман Иванович
Гесс Г.И. (1802-1850) – русский химик, академик Петербургской АН (с 1830 г.)

Термодинамика Кинетика

Термодинамика Кинетика

Термодинамика Кинетика
2NaOH(в) + H2SO4(в) = Na2SO4(в) + 2H2O + 131,3 кДж
1) NaOH(в) + H2SO4(в) = NaHSO4(в) + H2O + 61,7 кДж
2) NaOH(в) + NaHSO4(в) = Na2SO4(в) + H2O + 69,7 кДж
Q1 = Q2 + Q3

Термодинамика Кинетика
Значение законов термохимии
Расчет ΔН реакции, не проводя самой реакции

Термодинамика Кинетика
С(графит) + О2(г) = СО2(г) ΔН1= -393,5 кДж/моль
С(графит) + 1/2О2(г) = СО(г) ΔН2=?
СО + 1/2О2(г) = СО2 (г) ΔН3 = -283,0 кДж/моль
ΔН1 = ΔН2 + ΔН3
ΔН2 = ΔН1 - ΔН3 = -393,5 –(-283,0) = -110,5 (кДж/моль)

Термодинамика Кинетика
Закон Гесса для расчета ΔН реакции
Энтальпий -
ная
диаграмма процессов окисления графита и СО

Термодинамика Кинетика
Энтальпию образования глюкозы нельзя определить прямым методом:
6С + 6Н2 + 3О2 = С6Н12О6 (ΔНх=?) Такая реакция невозможна
6СО2 + 6Н2О = С6Н12О6 + 6 О2 (ΔНу=?) Реакция идет в зеленых листьях, но вместе с другими процессами
Комбинируем:
С +О2 = СО2 ΔН1=-394 кДж
Н2 + ½ О2 = Н2О(пар) ΔН2=-242 кДж
С6Н12О6 + 6 О2 = 6СО2 + 6Н2О ΔН3=-2816 кДж
Тогда ΔНх= 6 ΔН1+ 6 ΔН2 - ΔН3 = 6 (-394)+ 6 (-242) –
(-2816) = -1000 кДж

Термодинамика Кинетика
Значение законов термохимии
Расчет энергии связи

Термодинамика Кинетика
Энергия связи Н-Cl
½ H2(г) = H(г) ½ ΔH1 = 215,5 кДж
½ Сl2(г) = Cl(г) ½ ΔH2 = 121,5 кДж
H(г) + Cl(г) = HCl(г) ΔH = ?
½ H2(г) + ½ Сl2(г) = HCl(г) ΔHобр = - 92 кДж
215,5 + 121,5 + ΔH = - 92
ΔH = - 431 (кДж)

Термодинамика Кинетика
Значение законов термохимии
Расчет энергии кристаллической решетки
Расчет теплоты растворения вещества
Расчет теплоты гидратации
Расчет тепловых эффектов фазовых превращений

Термодинамика Кинетика
Термодинамическая система
Термодинамическая система – совокупность тел, способных энергетически взаимодействовать между собой и с другими телами и обмениваться между собой веществом.

Термодинамика Кинетика
Состояние системы характеризуется давлением (Р), температурой (Т), объемом (V), массой (m), энергией (Е).
Эти параметры позволяют рассчитать или определить экспериментально термодинамические функции системы:
1) U – внутренняя энергия системы
2) Н – энтальпия системы
3) S – энтропия системы
4) G – энергия Гиббса

Термодинамика Кинетика
1) ΔU = ΔQv – изменение внутренней энергии
2) ΔН = ΔU + pΔV – изменение энтальпии
3) ΔS = Qmin/T – изменение энтропии
4) ΔG = ΔH – TΔS – изменение энергии Гиббса

Термодинамика Кинетика

Термодинамика Кинетика

Термодинамика Кинетика

Термодинамика Кинетика

Термодинамика Кинетика

Термодинамика Кинетика

Термодинамика Кинетика

Термодинамика Кинетика

Термодинамика Кинетика

Термодинамика Кинетика

Термодинамика Кинетика

Термодинамика Кинетика
Реакция идет самопроизвольно только при ∆G < 0 (р=const, t=const).
Cl2(г) + 2HI(г) = I2(к) + 2HCl(г) ΔGo298= -194,0 кДж/моль
Реакция идет самопроизвольно
I2(к) + H2S(г) = 2HI(г) + S(к) ΔGo298= 37,4 кДж/моль
Реакция не протекает самопроизвольно