Термодинамика. Лекция №2

Химическая Термодинамика
раздел химии, изучающий взаимные превращения энергии, теплоты и работы в термодинамических системах разных типов, переходы энергии из одной формы в другие и от одной совокупности тел к другим, а также возможность, направление и глубину осуществления химических и фазовых процессов в данных условиях.
Изучением тепловых эффектов реакций занимается термохимия. В термохимии тепловой эффект реакции обозначается Q и выражается в кДж.

Состояние системы определяется термодинамическими параметрами состояния – температурой, давлением, концентрацией, объемом и т. д. Система характеризуется, кроме того, такими свойствами как внутренняя энергия U, энтальпия H, энтропия S, энергия Гиббса G.

В химии чаще всего рассматривают изобарические процессы (P = const), и тепловой эффект в этом случае называют изменением энтальпии системы или энтальпией процесса:
Qp= ΔH
ΔH = ΔU + PΔV

Энтальпия имеет размерность энергии (кДж). Ее величина пропорциональна количеству вещества; энтальпия единицы количества вещества (моль) измеряется в кДж∙моль–1.
В термодинамической системе выделяющуюся теплоту химического процесса условились считать отрицательной (экзотермический процесс, ΔH < 0), а поглощение системой теплоты соответствует эндотермическому процессу, ΔH > 0.

Закон Гесса:
«Тепловой эффект (энтальпия) процесса зависит только от начального и конечного состояния и не зависит от пути перехода его из одного состояния в другое».
Тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот образования всех продуктов реакции минус сумма теплот образования всех реагентов:
Qp= Q обр.(продуктов) - Q обр.(реагенты)

Следствия закона Гесса
1) Тепловой эффект реакции равняется разности сумм теплот образования конечных продуктов реакции и исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов этих веществ в уравнении реакции:
ΔHреакц =Σ(niΔH)обрпродукт - Σ(niΔH)обр исх
2) Тепловой эффект реакции сгорания равняется разности сумм теплот сгорания конечных продуктов реакции и исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов этих веществ в уравнении реакции сгорания:
ΔНреак= ∑(niΔН)сгорпрод - ∑(niΔН)сгорисх

Энтропия (мольная) - S′ - это количественная мера беспорядка (неупорядоченности) системы. Она измеряется в Дж/мольК; чем это величина большее тем беспорядок в системе больше. Расчет изменения энтропии в системе производится по формуле (4.8):
ΔS = ∑nSпрод - ∑nSисх
При Т=const P = const эта энергия называется энергией Гиббса, или изобарно-изотермическим потенциалом, который является функцией состояния
ΔG= ΔH - TΔS
В случаях, если V и T постоянные - эта энергия носит название энергии Гельмгольца, или изохорно-изотермического потенциала, который тоже является функцией состояния при определенных условиях
ΔF= ΔU - TΔS

Химические процессы самопроизвольно идут только в таких направлениях, где энергия Гиббса уменьшается (ΔG<0)

Пример