Химическое превращение имеется качественный скачок, при котором исчезают одни вещества и образуются другие. Происходящая наряду с этим перестройка электронных структур атомов, ионов и молекул сопровождается выделением либо поглощением тепла, света, электричества и т.п. – превращением химической энергии в второй вид энергии.
Энергетические эффекты реакций изучает термохимия. Информацию об энергетических эффектах реакций употребляются для расчетов тепловых балансов технологических процессов, для определения энергии межатомных и межмолекулярных связей, для реакционной способности и выяснения строения соединений, для установления направления химических процессов и т.д.
Химические реакции в большинстве случаев протекают при постоянном давлении (к примеру, в открытой колбе) либо при постоянном количестве (к примеру, в автоклаве). Процессы, протекающие при постоянном давлении, именуют изобарными, а при постоянном количестве – изохорными.
Состояние совокупности описывается посредством последовательности переменных: давления, количества, температуры, массы, энергии. На базе этих параметров смогут быть выведены другие переменные, разрешающие характеризовать состояние совокупности и происходящие в ней трансформации. Среди последних ответственное значение для химиков имеют внутренняя энергия U, энтальпия H, энтропия S, изобарный потенциал G и др.
4.1.1. Термохимия. Закон Гесса
Термохимия изучает тепловые эффекты химических процессов. Уравнения реакций, в которых учитываются их тепловые эффекты, именуют термохимическими. В этих уравнениях выделение теплоты обозначают знаком (+), а поглощение – (–), к примеру:
H2(г) + Сl2(г) = 2HСl(г) + 183,6 кДж либо
1/2H2 (г)+ 1/2Сl2(г)= HCl (г) + 91,8 кДж•моль-1
N2 (г)+ О2(на данный момент)= 2NО(г) – 180,4 кДж либо
1/2N2 (г)+ О2(г)= NО(г) – 90,2 кДж•моль-1
В термодинамике принята обратная совокупность знаков, и выделение теплоты в следствии химической реакции обозначают знаком ( — ), а поглощение теплоты- знаком (+).
Теплотой образования именуют теплоту, которая поглощается либо выделяется при образовании химического соединения числом вещества 1 моль из несложных веществ при заданных условиях; теплотой разложения – теплоту, которая поглощается либо выделяется при разложении химического соединения числом вещества 1 моль на простые вещества; теплотой сгорания — теплоту, которая выделяется при сгорании вещества 1 моль.
В соответствии с закону Лавуазье-Лапласа теплота разложения сложного вещества равна теплоте его образования из несложных веществ, что есть частным случаем закона сохранения энергии ?U
В качестве стандартных условий в термодинамике принимается температура 2 0С. (298 К) и давление 1,013•105 Па. Теплоты образования в этих условиях именуют стандартными, для многих веществ они приводятся в таблицах справочной литературы.
Тепловые эффекты химических реакций связаны с трансформацией внутренней энергии совокупности при переходе от исходных веществ к продуктам реакции.
Внутренняя энергия (U) – это целый запас энергии совокупности, не считая потенциальной энергии её кинетической энергии и положения всей совокупности в целом. Так, U слагается из поступательного и вращательного перемещений молекул, колебательного атомных групп и движения атомов в молекуле, перемещения электронов в атомах, ядерной энергии и т.д.
В случае если сиcтема поглощает из окружающей среды теплоту Q, то внутренняя энергия U1 возрастает на эту величину за вычетом той её части, которая расходуется на работу, совершаемую совокупностью (А), т.е. U2 =U1 +Q-A либо ?U =Q-A , где ?U= U2 -U1 .
В случае если на протяжении процесса количество совокупности остается постоянным, т.е. работа расширения совокупности не совершается, то изменение внутренней энергии равняется теплоте, поглощенной совокупностью в условиях постоянного количества: ?U =Qv. Индексом V обозначают постоянство количества. Изменение внутренней энергии ?U, а следовательно, и Qv не зависит от пути процесса, что вытекает из закона сохранения энергии.
В химической практике чаще применяют процессы, протекающие при постоянном давлении, в то время, когда количество совокупности может увеличиться на ?V, в следствии она совершит работу, равную р?V. В этом случае процесс характеризуется энтальпией- величиной, которая определяется уравнением Н=U+p?V. Изменение энтальпии ? Н= ?U+p?V.
При стандартных условиях ?Н обозначают знаком ?Н0298 .Для экзотермических реакций ?Н имеет отрицательные , а для эндотермических –хорошие значения.
В случае если на протяжении процесса при постоянном давлении совокупностью совершается лишь работа расширения (А=р?V), то ?U= ?Н –p?V либо ?U= ?Н – A, а так как ?U=Q – A, то в этих условиях ?Н=Qp (индекс ”p” показывает постоянство давления). Так как ?Н не зависит от пути процесса, то этим свойством владеет и Qp.
В случае если реакция протекает в конденсированной совокупности, т.е. с участием лишь жидких и жёстких веществ, то изменение количества ?V фактически равняется нулю. Тогда p?V=0, и следовательно, ?Н=?V. В этом случае тепловые эффекты реакций при постоянном объёме и постоянном давлении фактически равны между собой: Qv =Qр .
Исходя из этого при термохимических расчетах для конденсированных совокупностей ограничивающие условия р= const либо V= const опускаются.
Фундаментальным законом термохимии есть закон Гесса (1840): тепловой эффект химических реакций, протекающих при постоянном количестве либо при постоянном давлении, не зависит от числа промежуточных стадий и определяется лишь начальным и конечным состоянием совокупности.
Закон Гесса возможно иллюстрировать схемой образования СО2: ?Н=?Н1+?Н2,
С ?Н СО2
|
Химия. Энергетика химических реакций
