Химическая термодинамика

При изучении любых химических систем используют термодинамический и кинетический подход. В термодинамическом подходе рассматривают конечное и начальное состояние системы, а не способы перехода из начального состояния в конечное и определяют изменение термодинамических функций в этом переходе.
Расчет изменения значений некоторых функций в заданных условиях позволяет сделать вывод о теоретической возможности самопроизвольного протекания какого-либо процесса в данной системе или указать условия, при которых этот процесс возможен.
В кинетическом подходе главное внимание уделяется описанию пути процесса из исходного в конечное состояние (например, стадии реакции, промежуточные вещества, скорость процесса или отдельных его стадий и т.д.).
Исторически термодинамика, как раздел физики, возникла при изучении теплоты, работы и температуры. В термодинамике стали использовать определенные приемы для описания различных процессов, которые используются и для описания химических реакций, так появилась химическая термодинамика.
Таким образом, химическая термодинамика изучает условия устойчивости химических систем и закономерности их перехода из одного состояния в другое и оперирует следующими основными понятиями:

Термодинамическая система – тело или группа тел, которые нас интересуют, все остальное – окружающая среда. По особенности взаимодействия с окружающей средой, системы можно разделить на:
изолированные системы – которые не обмениваются ни веществом (массой), ни энергией с окружающей средой;
закрытые (замкнутые) системы - с окружающей средой веществом не обмениваются, но могут обмениваться энергией (обычно, в виде теплоты);
открытые системы – системы, которые обмениваются с окружающей средой и энергией, и веществом. Это реальные, наиболее часто встречающиеся и наиболее сложные системы. Очень часто, теоретически описывая процессы, считают, что они протекают в изолированных или закрытых системах, как в наиболее простых.
Для описания состояния системы пользуются параметрами состояния: T - температура, P - давление, V – объем, n – количество моль, иногда концентрации Ci. Параметры состояния взаимосвязаны, их взаимосвязь – уравнение состояния.
Например, уравнение состояния идеального газа: pV = nRT.

Первое Начало утверждает, что теплота, переданная системе, идет на увеличение ее внутренней энергии и на работу против внешних сил.
ΔQ = ΔU + ΔA = ΔU + pΔV ( ΔA = pΔV )
ΔU имеет размерность [Дж]
V = const → QV = ΔU => в случае изохорного процесса теплота, переданная системе идет на увеличение ее внутренней энергии
p = const → ΔQp = ΔU + pΔV = Δ(U + pV)
U + pV ≡ H → U = H – pV
ΔH – энтальпия (теплосодержание, от греч. enthalpein - нагревать), размерность [кДж/моль], функция состояния, функция экстенсивная – зависит от количества вещества.
ΔQp = ΔU + pΔV = ΔH => при изобарном процессе теплота, переданная системе, идет на увеличение ее энтальпии.
ΔH ˃0 эндотермический процесс, тепло поглощается;
ΔH˂0 экзотермический процесс, тепло выделяется.
ПЕРВОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ

ИЗМЕНЕНИЕ ЭНТАЛЬПИИ СИСТЕМЫ В ХОДЕ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Закон Кирхгофа гласит, что температурный коэффициент теплового эффекта химической реакции равен изменению теплоемкости системы в ходе реакции.
aA + bB+ … → dD + eE+…
ΔH2 = ΔH1+ ΔCp(T2 – T1),
где ΔH2 и ΔH1 - энтальпии процессов при T1 и T2 соответственно (ΔT невелико).
ΔCp = [dCp(D) + e dCp(E)+….] – [aCp(A)+ bCp(B)+…],
ΔCp(X) – молярная теплоемкость веществ, участвующих в реакции при постоянном давлении (p=const), размерность ΔCp(X) - [Дж/моль•К].
QV = ΔU = nCVΔT, где CV - молярная теплоемкость веществ, участвующих в реакции при постоянном объеме (V =const).
ЗАКОН КИРХГОФА

Поскольку многие химические процессы являются обратимыми, т.е. протекают в прямом и обратном направлении, необходимо помнить, что тепловые эффекты прямого и обратного процесса равны по абсолютной величине, но противоположны по знаку:
∆Нпр = - ∆ Нобр,
где ∆Нпр и ∆Нобр – тепловые эффекты (энтальпии) прямой и обратной реакции.
Почему наблюдаются тепловые эффекты при протекании реакций?
Существование тепловых эффектов реакций обусловлено неравенством внутренних энергий реагентов (Up) и продуктов реакций (Uпр), как следует из определения энтальпии: ∆Н=(Uпр-Up)+ p(Vпр-Vp). Чем больше различие (Uпр-Up), тем значительнее величина теплового эффекта ∆Н, работа расширения может отсутствовать. Неравенство внутренних энергий реагентов и продуктов реакции обусловлено различием энергий их химических связей, именно это различие является главной причиной теплового эффекта. Этот вывод подтверждается расчетами величин ΔН с использованием значений энергий связей продуктов и реагентов.
ЭНТАЛЬПИЯ

НАПРАВЛЕННОСТЬ САМОПРОИЗВОЛЬНОГО ПРОТЕКАНИЯ ПРОЦЕССА
Стремление системы к минимуму энергии – не единственная причина возможности самопроизвольного протекания процесса.
Вторая причина – стремление системы к наиболее вероятному состоянию. Т.е., данное макростояние системы тем более вероятно, чем большим числом микростояний оно реализуется.

S = k ln W
S – энтропия (функция состояния), от греч.trope – обращение, изменение. Размерность [Дж/К].
С ростом температуры энтропия всегда возрастает. Возрастает она и при переходе твердое состояние → жидкое → газообразное. В ходе химических реакций энтропия может как возрастать, так и убывать. Δ S функция экстенсивная, зависит от количества вещества.
CaCO3 (тв) →CaO(тв) + CO2(газ) ΔS˃0; N2(газ) + 3 H2(газ) → 2NH3 (газ) Δ S˂0
М.Планк (1911 г.) «Энтропия идеального кристалла при абсолютном нуле равна нулю».
ЭНТРОПИЯ

ВТОРОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ. ЭНЕРГИЯ ГИББСА
.
В ИЗОЛИРОВАННОЙ СИСТЕМЕ ВОЗМОЖНЫ ТОЛЬКО ТАКИЕ ПРОЦЕССЫ, КОТОРЫЕ СОПРОВОЖДАЮТСЯ РОСТОМ ЭНТРОПИИ.
ΔH = ΔG + TΔS (T, p = const ). ΔG = ̶ Амах Если ΔG ˂0 процесс возможен;
если ΔG ˃0 процесс не возможен.
ΔG = ΔH - TΔS (T,p =const).
H2 (газ) + 1/2 O2 (газ) = H2O (ж) ΔH = ̶ 16,3 кДж При низких температурах TΔS мало и
|ΔH |˃˃|TΔS|, а ΔG ≈ ̶ ΔH;
H2 (газ) + 1/2 O2 (газ) → H2O (ж) ;
При высоких температурах Т – велика, следовательно, |ΔH |˂˂|TΔS| и ΔG ≈ ̶ TΔS
H2 (газ) + 1/2 O2 (газ) ← H2O (ж)

ЭНЕРГИЯ ГИББСА