Обратимые и необратимые процессы

Определение эндо- и экзотермических реакций.

Тепловой эффект реакции записывается рядом с уравнением как изменение

энтальпии Δ H. Если Δ H < 0, то реакция идет с выделением теплоты и на-

зывается экзотермической. Если Δ H > 0, то реакция идет с поглощением

теплоты и называется эндотермической.

Процессы, протекающие с выделением тепла, называются экзотермическими.

Процессы, протекающие с поглощением тепла, называются эндотермическими.

 

Сленствия закона Гесса.

Закон Гесса — основной закон термохимии.

Закон Гесса формулируется следующим образом: тепловой эффект

химической реакции не зависит от пути ее протекания, а зависит

лишь от природы и физического состояния (энтальпии) исходных

веществ и продуктов реакции.

В основе большинства термохимических расчетов лежат два следствия из за-

конов Гесса:

Следствие 1. Тепловой эффект реакции равен разности сумм теп-

лот образования продуктов реакции и теплот образования исход-

ных веществ с учетом их стехиометрических коэффициентов.

Так, для уравнения реакции aA + bB = cC + dD тепловой эффект Δ H равен:

Δ H = (c Δ HC + d Δ HD) − (a Δ HA + b Δ HB).

Следствие 2. Если известны тепловые эффекты ряда реакций, то

можно определить тепловой эффект другой реакции, в которую

входят вещества и соединения, входящие в уравнения, для которых

тепловой эффект известен. При этом с термохимическими уравне-

ниями можно производить самые различные арифметические дей-

ствия (сложение, вычитание, умножение, деление) как с алгебраи-

ческими уравнениями.

 

Условие равновесного состояния термодин. системы.

Равновесный — это такой процесс, при котором система непрерывно проходит

последовательный ряд равновесных состояний.

Термодинамическое равновесие — состояние системы, при котором остаются неизменными по времени макроскопические величины этой системы (температура, давление, объём, энтропия) в условиях изолированности от окружающей среды.

В реальных процессах часто реализуется неполное равновесие, однако степень этой неполноты может быть существенной и несущественной. При этом возможны три варианта:

1. равновесие достигается в какой-либо части (или частях) относительно большой по размерам системы — локальное равновесие,

2. неполное равновесие достигается вследствие разности скоростей релаксационных процессов, протекающих в системе — частичное равновесие,

3. имеют место как локальное, так и частичное равновесие.

В неравновесных системах происходят изменения потоков материи или энергии, или, например, фаз.

Устойчивость термодинамического равновесия

Состояние термодинамического равновесия называется устойчивым, если в этом состоянии не происходит изменения макроскопических параметров системы.

Критерии термодинамической устойчивости различных систем:

· Изолированая (абсолютно не взаимодействующая с окружающей средой) система — максимум энтропии.

· Замкнутая (обменивается с термостатом только теплом) система — минимум свободной энергии.

· Система с фиксированными температурой и давлением — минимум потенциала Гиббс.

· Система с фиксированными энтропией и объёмом — минимум внутренней энергии.

· Система с фиксированными энтропией и давлением — минимум энтальпии.

 

Само- и несамопроизвольные процессы.

Самопроизвольные процессы – это такие процессы, протекающие без затраты энергии из вне (за счет своих внутренних ресурсов).

Несамопроизвольные процессы - это процессы обратные самопроизвольным, требующие затраты энергии.

Обратимые и необратимые процессы.

Обратимый процесс — это равновесный процесс, который можно провести

в прямом и обратном направлении так, что во внешней среде не останется ни-

каких изменений в форме работы или тепла.

Особенностью обратимых реакций является то, что они идут не до конца.

3H₂+N₂↔2NH₃

Необратимый процесс — это процесс, проведение которого связано с передачей системой окружающей среде (или, наоборот, от среды к системе) энергии в форме теплоты, работы и т. д.

Если при химических взаимодействиях, хотя бы одно из веществ расходуется полностью, реакцию считают необратимой, протекающей до конца.

KCLO₃ KCL+ 3/2O₂