ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ
В процессах, связанных с превращением теплоты и работы, соблюдается закон сохранения энергии, который в данном случае выражается в том, что подведённая к термодинамической системе теплота Q расходуется на приращение её внутренней энергии ΔU и работу системы над внешней средой W: Q = ΔU + W. В этом суть первого начала термодинамики. Внутренняя энергия ─ это полная энергия частиц, составляющих данную систему, т.е. кинетическая и потенциальная энергия атомов, молекул и их составных частей без кинетической и потенциальной энергии системы в целом. Составляющих внутренней энергии много и далеко не все они нам известны, абсолютное значение внутренней энергии нельзя измерить. Если система переходит из начального состояния «1» в конечное состояние «2», то с изменением условий меняется запас внутренней энергии системы, но изменение внутренней энергии ΔU = U2 ─ U1 не зависит от пути процесса, т.к. внутренняя энергия является характеристической функцией состояния системы. Введём новую функцию Н = (U + P·V), называемую энтальпией. Поскольку одной из составляющих, определяющих значение энтальпии, является внутренняя энергия, то абсолютное значение энтальпии неизвестно. Научное и практическое значение имеет ΔН = Н2 ─ Н1, т.е. изменение энтальпии в ходе процесса. В химических процессах энергия может проявляться в разных формах, но чаще всего ─ в виде теплоты, и тогда энергетический эффект химического процесса называется тепловым эффектом.
Величина теплового эффекта зависит от природы веществ, их количества и условий проведения процесса. Если мы хотим иметь представление о численной величине теплового эффекта, то его следует относить к определённому количеству вещества и к определённым условиям проведения процесса. В термохимических расчётах широко пользуются стандартными условиями: р = 100 кПа, Т = 298 К (25 оС), ν;= 1 моль. Характеристические функции в стандартных условиях записываются так: Δ f Н0298 (ΔН0); S0298 (S0); Δ f G0 298 (ΔG0). Их значения приводятся в справочной литературе и используются в термодинамических расчётах.
Стандартные теплоты образования простых веществ принимаются равными нулю. Рассмотрим несколько процессов, в которых образуется вода. 2 Н2 (газ) + О2 (газ) → 2 Н2О(газ); ΔrН1 Н2 (газ) + О (газ) → Н2О (газ); ΔrН2 Н2 (газ) + 1∕2 О2 (газ) → Н2О (газ); ΔrН3 = Δ fН0 298, (Н2О) Са (ОН)2 (кристалл.) → СаО (кристалл.) + Н2О; ΔН4 Каждый из процессов характеризуется определённым тепловым эффектом, но тепловой эффект только одного из них соответствует стандартной теплоте образования парообразной воды. Стандартная теплота (энтальпия) образования зависит от агрегатного состояния вещества: Δ f Н0298(Н2О жидкой) = ─ 285,8 кДж ∕ моль; Δ f Н0298(Н2Огазообразной) = ─ 241,8 кДж ∕ моль. Чем отрицательнее значение ΔН0 , тем больше энергии выделяется при образовании данного вещества и тем больше энергии нужно затратить, чтобы разложить это вещество. Стандартные значения энтальпии, энтропии и энергии Гиббса для некоторых простых веществ и соединений приведены в табл. 1.1. Таблица 1.1 Термодинамические величины для некоторых простых веществ и соединений
Если запас энергии у конечных веществ выше, чем у начальных, то система пополнила запас энергии за счёт окружающей среды. Такая реакция называется эндотермической и ΔrН > 0. Когда запас энергии у продуктов реакции меньше, чем у начальных веществ, то система выделила в окружающую среду какое-то количество энергии. Такая реакция называется экзотермической и Δ r Н < 0 (рис. 1.2)
Рис. 1.2 ─ Изменение энтальпии в экзо- и эндотермическом процессе Раздел химии, изучающий тепловые эффекты, называется термохимией, а реакции, в которых указываются тепловые эффекты ─ термохимическими реакциями. В этих реакциях под формулами веществ понимают их количества, выраженные в моль, а поэтому в уравнениях реакций допустимы дробные коэффициенты. Закон Гесса является основным законом термохимии. Он установлен опытным путём и соответствует положениям химической термодинамики.
|
