Закономерности протеканий химических реакций

Химической системой называют группу веществ, находящихся в ограниченном объёме, всё, что окружает эту систему, составляет внешнюю среду.
Химические системы бывают открытыми (обмен с внешней средой веществом и энергией), закрытыми (обмен с внешней средой только энергией) и изолированными (никакого обмена с внешней средой).
При протекании многих химических реакций изменяется энергетическое состояние химической системы. Реакции горения, нейтрализации, взаимодействия металлов с кислотами сопровождаются выделением тепла; процесс растворения солей в воде чаще всего идёт с поглощением тепла; при работе аккумуляторов и гальванических элементов выделяется электрическая энергия; реакции фотосинтеза, люминесценции, фотоэффекта сопровождаются световыми эффектами; при взрывах химические процессы идут с выделением механической энергии.
Возможность самопроизвольного перехода химической системы из одного состояния в другое и энергетические эффекты этих процессов изучает химическая термодинамика.

Энергетику любого химического процесса схематично можно пред­ставить

Превращение веществ друг в друга сопровождается разрывом химических связей в исходных веществах и образованием новых в продуктах реакции.

При постоянстве параметров внешней среды процессы бывают:
В изохорном процессе V ( объём – const)
В изобарном процессе Р (давление – const)
Уравнения процессов, в которых указаны тепловые эффекты, называются термохимическими, в них также отмечается агрегатное состояние веществ и допускаются дробные стехиометрические коэффици­енты:
2H2 + O2 = 2H2O – обычная запись уравнения реакции;
Н2(Г) + 1/2О2(Г) = Н2О(Г) + 241,6 кДж/моль;
Н2(Г) + 1/2О2(Г) = Н2О(Ж) + 285,8 кДж/моль.
Величина и знак теплового эффекта Q процесса зависит от химической природы исходных веществ и продуктов реакции, их агрегатного состояния и начальной температуры процесса.

ВНУТРЕННЯЯ ЭНЕРГИЯ. ЗАКОН СОХРАНЕНИЯ ЭНЕРГИИ (ПЕРВОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ)

Термодинамические свойства химической системы можно выразить с помощью нескольких функций состояния:
– внутренняя энергия U
– энтальпия H
– энтропия S
– энергия Гиббса или изобарно-изотермический потенциал G
Значения функций зависят от состава и внутреннего строения вещества, а также внешних условий: давления, температуры, концентрации.

Тот факт, что при реакциях окисления и горения, при реакциях нейтрализации энергия всегда выделяется, говорит о том, что ещё до реакции, вещества обладали запасом Е.
Е, скрытая в веществе и выделявшаяся при химических процессах, нуждается во внутренней Е ( U, кДж/моль).
Зависит от температуры и объёма. Различают U – потенциальную
и U – кинетическую
Uпот -
энергия взаимодействия всех частиц вещества, обусловленная силами притяжения её отталкивания.
Uкин - энергия движения элементарных частиц ядра, колебаний ядер атомов, движения электронов, молекул вещества.
Определить или рассчитать абсолютное значение U не представляется
возможным, т.к это нельзя экспериментально определить, но можно определить разницу (изменение U):

Внутренняя энергия системы U – это её суммарная энергия, включающая энергию взаимодействия и движения молекул, молекул, атомов, ядер, электронов в атомах, внутриядерную и другие виды энергии, кроме кинетической Ек и потенциальной Еп энергии системы, как целого:
Абсолютную величину внутренней энергии замерить невозможно, однако, можно определить её изменение при переходе системы из начального в конечное состояние:
Uсуммар – Eк - Eп
∆U= Uk - Uн

ЗАКОН СОХРАНЕНИЯ Е – ЭНЕРГИЯ НЕ МОЖЕТ НИ СОЗДАВАТЬСЯ НИ ИСЧЕЗАТЬ. ОНА МОЖЕТ ТОЛЬКО ПЕРЕХОДИТЬ ИЗ ОДНОЙ ФОРМЫ В ДРУГУЮ. ОНА НЕ ИСЧЕЗАЕТ БЕССЛЕДНО.
−Q=(U2 – U1)+p(V2 – V1)
−Q=(U2+pV2) −(U+pV1)
−
Cумма внутренней энергии и произведение давления на объём в термодинамике называется энтальпией.
H=U+pV
-Qp=H2 – H1=∆H – тепловой эффект при p – const равен изменению энтальпии, но противоположен ей по знаку

Теплота образования сложных веществ
Изменение Н при образовании одного моля сложного вещества из 1 моля простых веществ при стандартных условиях
(р=101,3 кПа; Т=298К) называется теплотой образования.
∆H может принимать значение >0 и <0
∆H образование простых веществ=0. Чем более отрицательное значение ∆H°298°, тем больше выделяется тепла при образовании вещества, тем меньшим запасом энергии обладает образовавшееся вещество и тем оно более устойчиво. Если ∆H>0, то такое вещество является термодинамически неустойчивым.

Термохимические уравнения
Отличаются от обычных по 3 признакам
H2+Cl2=2HCl – химическое уравнение
1/2Н(2)+1/2Сl(2)=HCl(2) ∆H= -93 KДж/моль
*Указывают фазовый состав веществ (г., жид., тв.), аллотропную модификацию
*Дробные коэффициенты перед формулами исходных веществ, чтобы отнести ∆H к 1 моль продукта
*Указывают тепловой эффект реакции

Термохимические расчёты. Закон Гесса.
Основной принцип, на котором основываются все термохимические расчеты, установлен в 1840 г. русским химиком акад. Г. И. Гессом. Этот принцип, известный под названием закона Гесса и являющийся частным случаем закона сохранения энергии, можно сформулировать так:
Тепловой эффект реакции зависит только от начального и конечного состояния веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.
Сграф+О2
∆H°29t
CO2
CO+1/2O2
∆H°29t
∆H°29t
∆H°29t=∆H°29t(1)+∆H°29t(2)

Следствие из закона Гесса: энтальпия химических реакций равна сумме энтальпий образования продуктов реакций за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом их стехиометрических коэффициентов.

Направленность химических процессов
В ПРИРОДЕ ВСЕ ПРОЦЕССЫ ПРОТЕКАЮТ В СТОРОНУ УМЕНЬШЕНИЯ ЭНЕРГИИ.
ПРИНЦИП БЕРТЛО (1867)
Химические реакции самопроизвольно протекают в сторону выделения тепла
Однако, исследования, проведенные после Бертло показали, что без затрат энергии могут протекать и эндотермические реакции. Для суждения о направлении процесса была введена термодинамическая функция состояния системы S – энтропия – это рассеянное тепло – мере беспорядка системы.
В отличие от Н – S можно измерить и рассчитать. S является функцией состояния системы =>для неё можно применить 2-е следствие из закона Гесса
∆Sx.p.=∑Sпрод - ∑Sисх.вещ-в

∆S приблизительно можно оценить по уравнению реакции
1)Н2(г)+Сl2(г)=2НСl(г) ∆S=0
2моль газа 2 моль газа t
2)NH4Cl(T) NH3(г)+HCl(г) ∆S>0
0 моль 2 моль
3)СaOтв+СO2(г) СaCO3(тв) ∆S<0
1моль 0 моль
То есть самопроизвольно без затрат энергии протекают реакции, для которых ∆S>0 и ∆Н<0