Лекция 10. Энергетика и направление химических реакций

1. Тепловые эффекты химических реакций. Закон Гесса.

2. Энтропия системы. Уравнение Больцмана.

3. Энергия Гиббса. Направления химических реакций.

1. Тепловые эффекты химических реакций. Закон Гесса

Почти все химические реакции протекают с выделением или поглощением энергии в виде тепла, света, электричества, механической энергии (взрыв) и др. Поглощение или выделение энергии связано с тем, что при протекании реакций одни связи разрываются (в исходных молекулах), на что необходимо затратить энергию. Другие связи образуются (в образующихся молекулах), при этом энергия выделяется. Реакции, протекающие с выделением энергии, называются экзотермическими (например, СН₄ + 2О₂ ® СО₂ + 2Н₂О + Q). Реакции, при протекании которых энергия поглощается, называются эндотермическими (например, N₂ + O₂ ® 2NO – Q).

Система – это тело или группа тел, связанных между собой и мысленно или физически выделенных из окружающей среды.

Внутренняя энергия системы (Е) – это общий запас энергии системы, включая сюда все виды энергии молекул, атомов, электронов и энергию внутри ядра (кроме потенциальной и кинетической энергии системы в целом).

Внутренняя энергия тела (или системы) зависит от природы тела (водород, вода), массы тела и условий существования данного тела (температура, давление). Абсолютное значение “Е” тела измерить пока нельзя. Обычно измеряют изменение внутренней энергии DЕ, происходящее в процессе перехода системы из первого состояния во второе, например:

Энтальпия (Н) связана с внутренней энергией (Е) соотношением:

Н = Е + рV,

где р – давление,

V – объем системы.

Абсолютное значение Н (как и Е) измерить нельзя, а измеряют только изменение DН = Н₂ – Н₁ для какого либо процесса (аналогично DЕ).

Н и Е – это функции, характеризующие состояние системы, поэтому DН и DЕ не зависят от пути процесса, а зависят только от начального (Н₁ и Е₁) и конечного (Н₂ и Е₂) состояний системы.

Единицы измерения DН и DЕ – это Дж, кДж, кал и ккал.

Для эндотермических процессов DН> 0, а для экзотермических процессов DН< 0.

Тепловые эффекты химических реакций.

Почти все химические реакции сопровождаются тепловым эффектом. Тепловой эффект – это количество выделяемого или поглощаемого тепла в реакции, протекающей при определенных условиях. Тепловой эффект приводится обычно для одного моля основного вещества и измеряется в Дж, кДж, килокалориях (ккал), причем 1 ккал = 4, 184кДж.

Раздел химии, изучающий тепловые эффекты реакций, называется термохимией.

Обычно все процессы проводятся или в закрытом сосуде, т.е. при постоянном объеме (изохорные процессы, когда V = const) или в открытом сосуде, т.е. при постоянном давлении (изобарные процессы, когда р = const). При этом тепловой эффект изохорно-изотермиче-ского процесса (когда V и Т постоянны) равен изменению внутренней энергии, т.е. Q_v = - DE, а изобарно-изотермического процесса (когда р и Т постоянны) тепловой эффект равен изменению энтальпии, т.е. Q_p = - DH.

Тепловые эффекты реакций можно включать в уравнения реакций.

Химические уравнения, записанные с указанием теплового эффекта, называются термохимическими.

Величина теплового эффекта указывается обычно в правой части уравнения со знаком плюс для экзотермической реакции и со знаком минус для эндотермической реакции, причем термохимические уравнения могут иметь дробные коэффициенты (1/2, 3/2 и др.), например:

Н_2(газ) + ½ О_2(газ) = Н₂О_(газ) + 241, 8кДж;

N₂ + O₂ = 2NO – 180, 8кДж.

Тепловые эффекты в приведенных примерах записаны термохимическим способом и обозначаются Q,

т.е. для первой реакции Q = + 241, 8кДж, а для второй реакции Q = - 180, 8кДж.

Тепловые эффекты реакций можно выражать через DН, причем DН = - Q. В этом случае термохимические уравнения записывают так:

Н_2(газ) + 1/2О_2(газ) = Н₂О_(газ); DН = - 241, 8кДж;

N₂ + O₂ = 2NO; DН = + 180, 8кДж.

Закон Гесса.

Для расчетов тепловых эффектов различных процессов используется закон, установленный русским ученым Гессом в 1840 году: