Термодинамический метод рассмотрения химических процессов. Термодинамикаизучает переходы энергии из одной формы в другую, энергетические эффекты, которыми сопровождаются химические и физические процессы

Термодинамика изучает переходы энергии из одной формы в другую, энергетические эффекты, которыми сопровождаются химические и физические процессы, зависимость этих эффектов от условий процесса, возможность самопроизвольного протекания процессов, их направление и условия равновесия.

Объектом изучения в термодинамике является система. Системой называют совокупность находящихся во взаимодействии веществ, обособленных от окружающей среды.

Для описания систем используют набор термодинамических функций, основными из которых являются Н – энтальпия, S – энтропия, G – энергия Гиббса.

Энтальпия – сложная термодинамическая функция, определяющая энергию, необходимую для приведения данной системы в данное состояние, и при этом учитывающая изменение внутренней энергии и совершаемую работу

(H = U + PV).

Однако для системы представляет интерес D H _х.р. – изменение энтальпии в ходе химической реакции или тепловой эффект реакции, если Р, Т = const.

Энтальпийный эффект химической реакции определяют по закону Гесса и следствию из него. Следствие из закона Гесса:

· Изменение энтальпии химической реакции равно разности сумм энтальпий образования продуктов реакции и исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:

= å(n × ) – å (m × ),

где n, m – стехиометрические коэффициенты.

В справочных таблицах приводят стандартные энтальпии образования веществ (, кДж/моль (табл. П.2). Стандартные условия: Т = 298 К, р = 1,013×10⁵ Па, вещества – химически чистые и имеют концентрацию 1 моль/л ([A] = 1 моль/л). Энтальпия образования простых веществ, находящихся в устойчивой аллотропной форме (N₂, O₂, Cl₂, H₂ и др.) = 0.

Различают реакции:

· Экзотермические – протекают с выделением тепла (D H ⁰_{х.р .} < 0).

· Эндотермические – протекают с поглощением тепла (D H ⁰_х.р. > 0).

Уравнения реакций, в которых указан тепловой эффект называют термохимическими.

Энтропия является количественной мерой неупорядоченности системы. Значение энтропии для любого вещества можно определить экспериментально. Энтропия зависит от природы веществ, агрегатного состояния, давления, температуры. В таблицах термодинамических величин (см. приложение) приводят значения стандартных энтропий веществ S⁰₂₉₈. Следует отметить, что энтропия простых веществ не равна нулю.

Изменение энтропии в ходе химической реакции D S⁰ ₂₉₈ может быть рассчитано так же, как и для любой другой функции состояния, по следствию из закона Гесса:

D S⁰_х.р. = å n S⁰_прод. – å m S⁰_{исх .} × ),

где n, m – стехиометрические коэффициенты.

Самопроизвольно, т.е. без затраты работы извне, система может переходить только из менее устойчивого состояния в более устойчивое. В химических процессах одновременно действуют две тенденции:

· стремление частиц объединяться за счет прочных связей в более сложные, что сопровождается уменьшением энтальпии;

· стремление частиц разъединяться, что увеличивает беспорядок, т.е. энтропию.

Иными словами, проявляется действие двух прямо противоположных факторов – энтальпийного (D H ⁰) и энтропийного (Т D S⁰). Суммарный эффект этих двух противоположных тенденций в процессах, протекающих при р, Т = const, отражает изменение энергии Гиббса G:

D G = D H ⁰– Т ×D S⁰

Изменение энергии Гиббса может быть вычислено так же по следствию из закона Гесса:

D G⁰_х.р. = å n D G⁰ _прод. – å m D G⁰_исх..,

где n, m – стехиометрические коэффициенты.

Энергия Гиббса образования простых веществ равна нулю.

Изменение энергии Гиббса характеризует возможность и направление самопроизвольного протекания химической реакции:

· D G⁰ < 0– реакция самопроизвольно протекает в прямом направлении;

· D G⁰ > 0– самопроизвольно протекает обратная реакция;

· D G⁰ = 0 – система находится в состоянии химического равновесия.

 

Химическое равновесие

Самопроизвольно протекающие реакции можно разделить на два вида:

· практические необратимые реакции – идут в одном направлении, до полного расходования одного или всех реагирующих веществ:

CH₄+2O₂ = CO₂+2H₂O

· обратимые реакции – протекают одновременно в двух взаимно противоположных направлениях:

H₂ + I₂ 2HI

2SO₂ + O₂ 2SO₃

В результате обратимого процесса в системе устанавливается химическое равновесие.

Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называют химическим равновесием.

 

В состоянии химического равновесия концентрации всех участников реакции постоянны и не изменяются со временем, хотя прямая и обратная реакции не прекращаются. Концентрации веществ (моль/л) в состоянии химического равновесия принято называть равновесными.