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

Термодинамикаизучает 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.Системойназывают 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 DH_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 = 298К, 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 (DH ⁰_х.р. < 0).

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

Уравнения реакций, в которых указан тепловой эффект называюттермохимическими.

Энтропияявляется 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 DS⁰₂₉₈ может быть рассчитано так же, как и для любой другой функции состояния, по следствию из закона Гесса:

DS⁰_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 (DH ⁰) и энтропийного (Т DS⁰). Суммарный эффект этих двух противоположных тенденций в процессах, протекающих при р, Т = const, отражает изменение энергии Гиббса G:

DG = DH ⁰– Т×DS⁰

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

DG⁰_х.р. = å n DG⁰ _прод. – å m DG⁰_исх.. ,

где n, m – стехиометрические коэффициенты.

Энергия Гиббса образования простых веществ равна нулю.

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

· DG⁰ < 0– реакция самопроизвольно протекает в прямом направлении;

· DG⁰ > 0– самопроизвольно протекает обратная реакция;

· DG⁰ = 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.