Термохимия – раздел химии, занимающийся изучением тепловых эффектов различных процессов.

Протекание химических реакций часто сопровождаетсятепловым эффектом Q – поглощением или выделением теплоты. Экзотермическойназывают реакцию, протекающую с выделением теплоты во внешнюю среду (+Q), а эндотермической – реакцию, протекающую с поглощением теплоты из окружающей среды (−Q). В изобарном процесс, протекающем при постоянном давлении, изменение энтальпии равно тепловому эффекту, взятому с обратным знаком: DH = − Q.Соответственнов экзотермической реакции DH<0 (энергия химической системы уменьшается),а в эндотермической реакции DH>0 (энергия увеличивается).

Таблица 1.1 - Важнейшие термодинамические функции

Функции и их изменение	Размерность	Физический смысл
U	кДж/моль	Внутренняя энергия U – сумма всех видов энергии микрочастиц системы, а именно: энергии посту-пательного и вращательного движения атомов и молекул; энергии внутримолекулярного колебатель-ного движения атомов; энергии движения электронов в атомах; энергии взаимодействия ядер с электронами, ядер с ядрами и т.д. Внутренняя энергия не включает кинетическую и потенциальную энергию системы в целом.
Δ U	кДж/моль	Изменение внутренней энергии при переходе системы из состояния с U1 в состояние с U2: Δ U = U2 − U1
Н	кДж/моль	Энтальпия,или теплосодержание –функция, рав-ная сумме внутренней энергии и работе системы против внешнего давления (РV): H = U + PV.Этафункцияхарактеризует термодинамическую устой-чивость вещества.
Δ Н	кДж/моль	Изменение энтальпии:Для изобарного процесса (Р = const): Δ Н = ΔU + PΔV.Для изохорного процесса (ΔV=0):ΔН = ΔU.
S	Дж/моль·К	Энтропия– функция состояния системы, которая выступает как мера беспорядка в системе, характе-ризует стремление системы к разупорядочению и является мерой термодинамической вероятности системы или процесса. Единственная термодина-мическая функция, для которой можно определить абсолютное значение.
Δ S	Дж/моль·К	Изменение энтропии при переходе системы из состояния с S 1 в состояние с S 2: ΔS = S2 − S1
G	кДж/моль	Энергия Гиббса(свободная энергия, изобарно-изотермический потенциал) – функция состояния, равная разности энтальпии системы и произведения абсолютной температуры на энтропию: G = H – ТS.
Продолжение таблицы 1.1
DG	кДж/моль	Изменение энергии Гиббса реакции зависит как от энтальпийного фактораDH,так иот энтропийного фактора ТDS: DG = DH – ТDS.Величина DGхимической реакции являетсямерой химического сродства реагирующих веществ: чем ниже значение DG, тем вболее мягких условиях протекает реакция; самопроизвольное протекание процесса возможно только при DG<0.

Химические уравнения, в которых дополнительно указываются величины сопровождающих реакцию изменений энтальпий (DH_х.р.), а также агрегатное состояние веществ и температура, называются термохимическими уравнениями.

Например, термохимическое уравнение горения уксусной кислоты:

СН₃СООН_(Ж) + 2О_2(Г) = 2СО_2(Г) + 2Н₂О_(Ж); DH₂₉₈ = − 870,14 кДж/моль.

Основной закон термохимии – закон Гесса Г.И. (1841): Энтальпия процесса зависит только от вида и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода.

Для термохимических расчетов важны следствия из закона Гесса:

1-ое следствие: энтальпия образования соединения из простых веществ равна по величине, но противоположна по знаку энтальпии его разложения на эти же простые вещества:DH_обр = - DH_разл.

2-ое следствие: энтальпия реакции DH_реак равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов: DH_реак = S(DH⁰_обр)_прод - S(DH⁰_обр)_исх.

Например, для приведенного выше уравнения реакции DH_реак составит:

DH_реак = [2DH⁰( СО₂) + 2DH⁰( Н₂О)] - [DH⁰(СН₃СООН) + 2DH⁰(О₂)]

Аналогично находят изменение энтропии реакции (DS_реак = SS⁰ _прод - SS⁰_исх), и изменение энергии Гиббса реакции (DG⁰ _реак = S(DG⁰_обр)_прод - S(DG⁰_обр)_исх).

Для практического применения следствий из закона Гесса необходимо знать стандартные значения изменений энтропии(S^о₂₉₈), энтальпии(DH^о₂₉₈) и энергии Гиббса(DG^о₂₉₈) вещества.

Энтальпией образования DH^о₂₉₈называется тепловой эффект реакции образования 1 моль соединения из простых веществ в стандартном состоянии системы. Например, DH^о_обр(Н₂О_(ж))есть изменение энтальпии в процессе: Н_2(г) + ½О_2(г) = Н₂О_(ж); DH^о₂₉₈ = − 285,84 кДж/моль.Энтальпия образования простых веществ, находящихся в устойчивом термодинамическом состоянии, принимается равной нулю.

Важное свойство энтропии – в любой изолированной системе энтропия постоянна (DS=), если в системе идут обратимые процессы, и возрастает (DS>0) при протекании всякого необратимого процесса.

Энтропия увеличивается с увеличением температуры (растет скорость частиц в системе), при растворении кристаллического вещества, при увеличении числа частиц в системе, при усложнении по составу молекул (S^o(СО)<S^o(СО₂)); энтропия уменьшается в процессах, протекающих с возрастанием упорядоченности: конденсации, сжатия, растворения газов в жидкости, уменьшения числа частиц в ходе реакции (табл. 2.1).

Таблица 2.1 – Энтропия некоторых веществ

Вещество	Sо298,Дж/моль·К	Вещество	Sо298,Дж/моль·К
CO(г)	198,0	NH3(г)	192,5
CO2(г)	213,7	AsH3(г)	222,6
H2O(Г)	188,3	C(ГРАФИТ)	5,6
H2O(Ж)	71,1	C(АЛМАЗ)	2,5
н-C4H10(г)	309,6	изо-C4H10(г)	294,5

В изолированных системах самопроизвольно могут протекать только такие процессы, при которых энтропия системы возрастает (DS > 0). При абсолютном нуле энтропия идеального кристалла равна нулю. Это позволяет находить абсолютные величины энтропии в отличие от внутренней энергии и энтальпии.

Для однозначного ответа на вопрос – возможна ли химическая реакция или физико-химический процесс – необходимо учитывать и DH, и DS. Для протекающих в природе процессов известны две движущие силы: 1) стремление перейти в состояние с наименьшим запасом энергии и выделить тепло при таком переходе и 2) стремление перейти в состояние наибольшего беспорядка, т.е. в наиболее вероятное состояние. В химических реакциях одновременно изменяются и энергия системы и энтропия, и реакция проходит в том направлении, при котором общая суммарная движущая сила реакции уменьшается. Для изобарно-изотермических процессов функцией состояния, однозначно оценивающей возможность протекания реакций, служит изменение энергии Гиббса: DG=DH−ТDS. Таким образом, DGреакции зависит как от энтальпийного фактораDH,так иот энтропийного фактора ТDS.Величина DGпри хими-ческих реакциях свидетельствует о принципиальной возможности или невозможности осуществления того или иного процесса.

Критерий самопроизвольного процессав любых системах с постоянными давлением и температурой: самопроизвольно могут протекать только такие процессы, которые сопровождаются уменьшением энергии Гиббса (DG<). Таким образом, самопроизвольная реакция возможна, если DG<; невозможна, если DG>,т.е. реакция возможна при любых температурах, если DH<, DS>; невозможна при любых температурах, если DH>, DS<.

Термодинамическое равновесие наступает при DG=0, т.е. при равенстве энтальпийного и энтропийного факторов DH= ТDS, что позволяет определить температуру начала реакции, невозможной при стандартных условиях: Т_РАВН = DH/DS.Следует отметить, что неравенство DG<свидетельствует лишь о принципиальной возможности протекания процесса, однако реакция может и не идти из-за особенностей кинетических характеристик.