Презентация на тему Энергетика химических процессов

термодинамических систем.
химическая термодинамика позволяет
1. Определить тепловой эффект химических и

физико-химических процессов.

2. Определить возможность и критерии самопроизвольного протекания физических и физико-химических процессов.

движением атомов и молекул;
Термодинамическая система (ТС) – отдельное тело

или группа тел, состоящих из множества частиц, которые находятся во взаимодействии и обособлены от окружающей среды реальной или воображаемой оболочкой.

Открытая ТС
Обменивается с окружающей средой теплотой и работой

Изолированная ТС
Не происходит обмена с окружающей средой теплотой и работой

параметрами), температура, давление, объем.
Функции состояния - функции, изменения которых

зависит только от начального и конечного состояний системы и не зависит от пути перехода.

Это U внутренняя энергия,
H энтальпия,
S энтропия,
G энергия Гиббса

Функции процесса – функции, зависящие от промежуточных значений. Это работа A, теплота Q

Основные понятия

общем случае, она расходуется на изменение внутренней энергии ∆U

и на совершение работы А

Q = ∆U + А

В любой изолированной системе запас энергии постоянен, т.е. внутренняя энергия является функцией состояния

ПЕРВЫЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ

движения на атомно-молекулярном уровне (движение молекул, колебания атомов, вращение

электронов в атомах и т.д.)
Потенциальная составляющая - энергия, заключенная в ядрах, энергия химических и межмолекулярных связей, энергия взаимного расположения атомов, ионов, молекул друг относительно друга в веществе, а также элементарных частиц в ядре.

= ∆U + А
к различным процессам.

Изохорные процессы. V = const, ∆V = 0

А = р · ∆V

Т.к. ∆V = 0, то и А = 0. Тогда

QV - изохорный тепловой эффект реакции

QV = ∆U

= U2 – U1 + р(V2 – V1);

QР = U2 – U1 + рV2 – рV1

QР = (U2 + р·V2) – (U1 + р·V1)

Н- энтальпия

Н= U + р·V;
QР = Н2 – Н1 = ∆Н

QР=∆U+р·∆V

QР = ∆Н

QР - тепловой эффект изобарного процесса (P = const). называют изменением энтальпии системы или энтальпией процесса

изменение энергии взаимодействия между молекулами
*Изменение энтальпии ΔH характеризует тепловой

эффект реакции:
экзотермический процесс-
выделение теплотыΔH < 0
эндотермический процесс-поглощение теплотыΔH > 0

Стандартная теплота образования является характеристикой реакционной способности и устойчивости вещества:
чем отрицательнее значение , тем более устойчиво вещество

энтальпия (Н= U + р·V)

водном растворе принята равной нулю
Стандартная энтальпия образования
–

тепловой эффект реакции образования одного моль вещества из простых веществ, взятых в устойчивых состояниях при стандартных условиях.

стандартные условия

давление P = 101,325 кПа

температура T = 298 K

Концентрация С=1 моль\л

или поглощенного тепла при необратимом протекании хим.р-ции(Р илиV const),а

единственной работой является работа расширения

Стандартные условия:

Р = 1атм( 101,3 кПа); Т=298 К (25 оC); n=1моль, С=1 моль/л

A= р·∆V

уравнения химимческих реакций с указанием агрегатных состояний реагентов и

теплового эффекта реакции

с термохимическими и термодинамическими уравнениями можно призводить любые алгебраические действия, т. е.
складывать и вычитать их,
умножать и делить на общий множитель,
переписывать с соблюдением правила знаков и т.д.

при условии, что термодинамические функции относятся к одинаковым условиям.

Н2 (г) + ½ О2(г) → Н2О (ж); ∆Н = - 286 кДж,
∆Н – термодинамический тепловой эффект

не зависит от пути от пути процесса, а определяется

лишь начальным и конечным состоянием системы.

Закон Гесса

1

3

2

4

5

закона Гесса


В основе термохимических расчетов лежат
Закон Лавуазье-Лапласса
Энтальпия реакции

образования вещества равна энтальпии реакции разложения его до исходных веществ с обратным знаком.

продуктов и исходных веществ реакций с учетом их стехиометрических

коэффициентов.

Следствия из закона Гесса

Расчет тепловых эффектов реакций электролитов необходимо производить для ионной формы реакции

служит мерой беспорядка (неупорядоченности) системы
В изолированных системах энтропия самопроизвольно

протекающего процесса увеличивается ΔS > 0

второй закон термодинамики

макросостояние системы
Энтропия S [Дж/моль∙К] -
Энтропия идеального кристалла (W = 1)

при абсолютном нуле равна нулю

постулат Планка

W- термодинамическая вероятность;
S – энтропия;
R = 8,31 Дж/моль∙К;

твердого к жидкому и особенно к газообразному состоянию (вода,

лед, пар).
изотопного состава (H2O и D2O).
молекулярной массы однотипных соединений (CH4, C2H6, н-C4H10).
кристаллической структуры (аллотропии) – алмаз, графит.

энтропия зависит от

состояние
ΔG > 0
термодинамически запрещен
процесс
Знак ΔG определяет

направление реального процесса

изобарно-изотермический потенциал или свободная энергия Гиббса (G, кДж/моль):

(энтальпийный фактор) и степень ее беспорядка (энтропийный фактор)
ΔH = ΔG + T ΔS
Энергия Гиббса,

представляющая собой убыль изобарного (P = const) потенциала, равна максимальной полезной работе.

Уменьшаясь с течением химического процесса, ΔG достигает минимума в момент равновесия (ΔG = 0)

энтальпия реакции включает свободную энергию Гиббса и «несвободную» энергию ΔS · T.

энтропийный фактор T ΔS
представляет ту часть энергии системы, которая при данной температуре не может быть превращена в работу.
Эта связанная энергия способна лишь рассеиваться в окружающую среду в виде тепла (рост хаотичности системы).

При комнатной температуре, когда значение T невелико, значение TΔS

также невелико, и обычно изменение энтальпии больше TΔS.

Большинство реакций, протекающих при комнатной температуре самопроизвольно, экзотермичны.

ΔH < 0

Чем выше температура, тем больше TΔS, и даже эндотермические реакции становятся осуществимыми

В случаях , когда ΔH < 0, ΔS < 0 или ΔH > 0, ΔS > 0
знак ΔG зависит от соотношения ΔH и TΔS

реакция возможна при любой температуре.

Если ΔH > 0 и ΔS 

всегда ΔG > 0, и реакция с поглощением теплоты и уменьшением энтропии невозможна ни при каких условиях

В остальных случаях (ΔH < 0, ΔS < 0 и ΔH > 0, ΔS > 0) знак ΔG зависит от соотношения ΔH и TΔS.

изменение энергии Гиббса реакции образования одного моля вещества из

простых веществ в их устойчивой модификации и агрегатном состоянии при стандартных условиях.

Если табличные значения ΔG0 обр, 298 < 0, то вещество устойчиво и его можно получить напрямую из простых веществ.

Если табличные значения ΔG0 обр, 298 > 0, то вещество неустойчиво и его нельзя получить напрямую из простых веществ, а можно получить только косвенным способом.

Н2O (г) H2S(г) H2Se(г)

ΔG0 обр, 298 - 228,45 -33,1 73,6
(устойчиво ) (не устойчиво)

реакциях
∆Gо298 обр. - стандартная из справочника
1) ∆Gореакции = ∑∆Gообр.продуктов

- ∑∆Gообр.исх. в-в.
с учетом стехиометрических коэффициентов.

2) ∆Gореакции = ∆Нореакции - T∆Sореакции

∆G<0, самопроизвольные реакции

∆G>0, обратная реакция.

∆G=0, равновесие.