Энтальпия. Первый закон термодинамики. Правила термохимии. Закон Гесса.
Энтальпия (Н) – тепловой эффект реакции. [Дж]. Энтальпия образования (∆f H0) – энтальпия реа-и образования 1 моль вещ-ва в станд. состоянии из соответствующих простых вещ-в, взятых в станд. условиях.[Дж\моль Энтальпия системы - однозначная функция H состояния термодинамической системы при независимых параметрах энтропии S и давлении P, связана с внутренней энергией U соотношением H=U+PV, где V – объем системы.
В химии чаще всего рассматривают изобарические процессы (P = const), и тепловой эффект в этом случае называют изменением энтальпии системы или энтальпией процесса: Q=∆H, ∆H=∆\U+P∆V. В термодинамической системе выделяющуюся теплоту химического процесса условились считать отрицательной (экзотермический процесс, ΔH < 0), а поглощение системой теплоты соответствует эндотермическому процессу, ΔH > 0. Уравнения химических реакций с указанием энтальпии процесса называют термохимическими. Численные значения энтальпии ΔH указывают через запятую в кДж и относят ко всей реакции с учетом стехиометрических коэффициентов всех реагирующих веществ. Поскольку реагирующие вещества могут находиться в разных агрегатных состояниях, то оно указывается нижним правым индексом в скобках: (т) – твердое, (к) – кристаллическое, (ж) – жидкое, (г) – газообразное, (р) – растворенное. Химические реакции, протекающие с выделением тепла, называются экзотермическими, а с поглощением тепла – эндотермическими.
Первый закон термодинамики: В любом процессе общее изменение внутр. энергии = сумме поглощенной теплоты и проделанной работы. ∆U = q (теплота) + W (работа)
Пользуясь табличными значениями можно рассчитать энтальпии различных химических процессов и фазовых превращений. Основанием для таких расчетов является закон, сформулированный петербургским профессором Г. И. Гессом «Тепловой эффект (энтальпия) процесса зависит только от начального и конечного состояния и не зависит от пути перехода его из одного состояния в другое». Анализ закона Гесса позволяет сформулировать следующие следствия:1.Энтальпия реакции равна разности сумм энтальпий образования конечных и начальных участников реакций с учетом их стехиометрических коэффициентов. 2. Энтальпия реакции равна разности сумм энергий связей Eсв исходных и конечных реагентов с учетом их стехиометрических коэффициентов.3.Энтальпия реакции образования вещества равна энтальпии реакции разложения его до исходных веществ с обратным знаком.
(Следствие 1)Теплота образования в-ва не зависит от способа его получения. 2)тепловой эффект хим.реакции = сумме теплот образовавшихся продуктов р-ии --- сумма теплот образования исх. в-в)Из вышесказанного видно, что закон Гесса позволяет обращаться с термохимическими уравнениями как с алгебраическими, т. е. складывать и вычитать их, если термодинамические функции относятся к одинаковым условиям.
Термохимия – наука, изучающая энергетические эффекты реакций. Термодинамическая сис-ма – любой объект, который является предметом рассмотрения с точки зрения превращения энергии. Внутренняя энергия U – полная энергия системы, складывающаяся из кинетической и потенциальной энергии атомных ядер, электронов, атомов и молекул.
| DН | DS | DG | |
| – | + | – | Возможна при любых температурах |
| + | – | + | Невозможно при любых температурах |
| + | + | ± | Возможно при достаточно высоких |
| – | – | ± | Возможно при достаточно низких |
Билет 10
1.Развитие представлений о строении атома. Составные части атома – ядро (протоны, нейтроны), электроны, их заряд и масса.
Атом – наименьшая (неделимая химическим путем) часть элемента, сохраняющая все свойства, определенные зарядом ядра и электронной оболочкой. Атомный номер Z равен числу протонов в атомном ядре. В электронной оболочке электронейтрального атома содержится Z электронов. Массовое число A равно числу протонов Z и числу нейтронов N в атомном ядре; A = Z + N.
Нейтроны и протоны – элементарные частицы, имеющие массу ок 1 аем. Протоны - положительно заряженные микрочастицы с массой. 1 а.е.м и зарядом 1,6*10-19 Кл., условно принятым за единицу положительного заряда. Нейтроны - нейтральные частицы с массой 1 а.е.м. История:
V в до н.э. – Демокрит вводит понятие атом-неделимый.
1896-Беккеркль открывает радиоактивность.
1897- Томсон – электрон. 1903- модель атома Томсона. «однородный шар из +заряженного вещества, в кот. Находятся электроны.
1911- Модель атома Резерфорда. Идея опыта: наблюдать отклонения заряженных частиц, пролетающих мимо атома. Результат: 1.Большинство частиц не отклоняются. 2.Небольшое кол-во частиц(1 из 20000) резко откл. назад. Объяснение: 1.В атоме много пустоты. 2.+заряд сосредоточен в объеме намного меньше объема атома. Вывод: Планетарная модель. Атом состоит из ядра и эл. оболочки. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожно малый объем атома. Весь положительный и вся масса атома сосредоточены в ядре.Заряд соостветствует кол-ву протонов в ядре и соостветствует порядковому номеру в таблице Менделеева и кол-ву электронов в атоме. Вокруг ядра вращаются электроны и их число равняется "+" заряду ядра. Однако такой атом не может быть устойчивым. Электроны не должны терять энергию, излучая ее, и упасть на ядро. В действительности электронные оболочки всех атомов устойчивы.