Направление и скорость химических процессов.

Хим термодинамика изучает превращение энергии и энергетические эффекты, сопр хим и физ процессы, возможность и напр самопроизвольного протекания процесса. Хим реакция-процесс, при кот одни связи замен другими, образуются одни соед, разлаг другие. Следствие – изм внутр энергии системы. 1) система-тело или группа тел, наход во взаимод с окр средой и мысленно обособл от нее (вода в стакане). Если система не обмен вещ-вом со средой, она назыв закрытой. Если сист имеет пост объем и рассм как лишенная возможности обмена вещ-вом и энергией с окр средой, то она изолирована(вода в термосе). 2) внутр энергия U – общий запас энергии, включая движение молекул, колебания связей, движение электронов, ядер, т.е. все виды энергии, кроме кин и потенц энергии системы в целом. Внутр энергию нельзя опред, т.к. у системы нельзя отнять все энергию. 3) фаза-гомогенная часть гетерогенной сист (вода и лед в стакане). Фазовый переход-превращение фаз. Энергетич превращ в ходе процесса выраж в виде теплового эффекта – либо теплота выд(экзотерм реакции), либо поглощается (эндотерм реакции). Тепловой эффект реакции Q – количество выделенной или поглощ телоты. Термохимия заним изучением тепловых эффектов. Процессы могут протекать либо при V=const, либо при P=const. Посл более часто (в биологии всегда). Тепловые эффекты различаются Q_v , Q_p. Закон сохр энергии: Q=ΔU+A, А – работа, производимая системой, работа расширения А=рΔV, тогда U+pV=H. H – энтальпия=теплосодержание расширенной системы. Тогда Q_v=ΔU, a Q_p=ΔH – изменение энтальпии системы. Энтальпия – характеристика сост ситсемы, сама по себе как и U не может быть определена. Имеем дело только с ее изменением. Термохим уравнения-хим уравнения, в которых указан тепловой эффект. 1/2 Н_2(г)+1/2 Cl_2(г)=HCl_(г) ΔН= -92кДж Zn_(к)+H₂SO_4(p)=ZnSO₄+H_2(г) ΔН= -163.2кДж. 1) знак теплового эффекта – если тепло выделяется,внутр энергия сист уменьшается(-), для эндотермич процессов (+) 2) при написании термохим уравнений указывают агрегатное сост вещ-ва, т.к. перход из одного агрег сост в другое тоже сопр тепловым эфф 3) ΔН зависит от количества вещ-ва, коэфф могут быть дробными 4) ΔН зависит от условий – t, p. Приводятся стандартные знач ΔН. С.У. р=1атм(101кПа), t=25С(298К).

Законы термохимии.

1. Лавуазье-Лапласа. Тепловой эффект обратной реакции равен тепловому эффекту прямоц, но с обратным знаком. 2)з Гесса 1840 изменение энтальпии процесса зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути процесса. Тепловой эффект есть функция состояния. [C]+1/2 (O₂)=(CO) ΔH₁; (CO)+1/2(O₂)=(CO₂) ΔH₂; [C]+(O₂)=(CO₂) ΔH₃. ΔH₁₊ ΔH₂₌ ΔH_3.

Следствия: 1) тепловой эффект кругового процесса равен 0.Круг проц-система, выйдя из нач сост, в него же и возвр. ΔH₁+ ΔH₂- ΔH₃=0. 2)тепловой эффект реакции равен сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования начальных вещ-в. 3) тепловой эффект реакции равен сумме теплот сгорания исх вещ-в за вычетом суммы теплот сгорания кон прод. 2-е самое важное. ΔН₀=∑ΔН_f⁰-∑ΔH_f⁰. Теплоты образования простых вещ-в договорились считать равными 0. Простое вещ-во – форма существ хим элемента в том агрегатном сост и в той аллотропной модиф, кот наиболее устойчива при С.У. энтальпия образования-тепловой эффект образования моля вещества из простых вещ-в ΔН_f⁰. DH^o_f(KClO₃) [K] + ½(Cl₂) + 3/2(O₂) = [KClO₃]. ΔН_f⁰ может быть отрицательной, положит. Благодпря 2-му следствию из з Гесса можно рассчитать ΔН реакции,зная теплоты образов участвующих вещ-в [CaO]+[SiO₂]=[CaSiO₃] DH^o=DH^o_f(CaSiO₃) - DH^o_f(CaO) DH^o_f (SiO₂). Можно рассчитать неизвестную теплоту образов из измереннго DH^o. Энтальпия сгорания – тепловой эффект сгорания 1 моля вещ-ва до (СО₂) и Н₂О. CH₃COOH + C₂H₅OH = CH₃COOC₂H₅ + H₂O. DH^o = DH^o_с(СH₃COOH) + DH^o_c(C₂H₅OH) - DH^o_c(CH₃COOC₂H₅). Теплота образования из атомов - DH^o_f(ar) – изменение энтальпии при образовании вещ-ва из газообр атомов. Всегда отрицательна. DH^o_f(ат)= -DH^o_(ат) – теплота атомизации. Это суммарная энергия хим связей в вещ-ве. Опред через 1-ое следств из з Гесса.Например: обарзование воды (H₂)+1/2(O₂)=H₂O. DH^o_f = -285.85 кДж/моль. Нарисовали термодинамич цикл, где за 0 приянто (Н₂)+1/2(О₂). Разорвем молекулу водорода на атомы-соотв энтальпия 2ΔН_f⁰(H) или ΔН_ат⁰(Н₂). Разорвем половину моля О₂, затратив ΔН_f⁰(О) или 1/2ΔН_ат⁰(О₂). Соединим 2(Н) + (О) получаем воду. 0 = 2DH^o_f(H)+ DH^o_f(О)+ DH^o_f(ат)(Н₂О) - DH^o_f(Н₂О). или, складывая по графику DH^o_ат=2DH^o_f(H)+ DH^o_f(О)- DH^o_f(Н₂О). т.к все свзяи в молекуле воды одинаковы, то ср энергия связи Е_св=ΔН_f(ат)⁰/n. Энергия кристаллической решетки – энергия, которую надо затратить, чтобы разорвать связи в ионной кристаллич решетке и превратить ее в газообр ионы. Пользуемся термодинамич циклом, наз циклом Борна-Габера. Нужно не только разорвать связи в исх простых вещ-вах, но и оторвать электрон у металла (I₁) и присоединить его к ЭО атому. [Na] + ½(Cl₂) = [NaCl]. 0=DH^o_f(Na)+ DH^o_f(Cl)+I₁(Na)+E_a(Cl)+U- DH^o_f(NaCl).

ΔН зависит от температуры и от давления, но слабо, в первом приближении этим можно пренебречь. Тепл эфф измеряется калориметром.