2 - термохимия
TRANSCRIPT
ТермохимияЛекция №2
к.х.н.
Авдонина
Людмила Михайловна
Кафедра общей и неорганической
химии
План лекции
1. Основные понятия термохимии и
термодинамики.
2. Внутренняя энергия системы.
3. Энтальпия системы.
4. Термохимическое уравнение.
5. Закон Гесса.
6. Следствия из закона Гесса.
Термохимия
изучает тепловые эффекты химических
реакций
тепло, которое
выделяется или поглощаетсяв химической реакции
(при P=const или V=const)
экзотермические эндотермические
Основные понятия термохимии
и термодинамики
6
Термодинамическая система
• конкретный объект термодинамических
исследований
• выделен из окружающего мира
реальными или воображаемыми
поверхностями
• Может обмениваться с окружающей
средой массой m и энергией E
По обмену с окружающей средой
• Открытые – m, E
• Замкнутые – E
• Изолированные
• Примеры, примеры…
Открытая система
E
m
Закрытая система
E
m
Изолированная система
m E
По однородности
•Гомогенные▫ Свойства системы одинаковы в
каждой точке
•Гетерогенные▫ Содержат части системы,
отделенные границами раздела
фаз, на которых свойства системы
резко меняются
V P T ρ C m
Параметры состояния системы
• Экстенсивные
V = V1+V2
m= m1 + m2
• Интенсивные
P, T, C, ρ
выравниваются
V = V1+V2
m= m1 + m2
P, T, C, ρ
выравниваются
Изменение параметров системы
не зависит
от пути перехода системы, а определяется
начальным (1) и конечным (2) состоянием
2V2,P2,T2
1V1,P1,T1
ΔV = V2 – V1
ΔP = P2 – P1
ΔT = T2 – T1
Процесс
изобарный (P=const)
изохорный (V=const)
изотермический (T=const)
Функции состояния системы
Зависят от начального (1) и конечного (2)
состояния системы
Единицы измерения: Дж/моль, кДж/моль
U внутренняя энергия
H энтальпия
S энтропия
G энергия Гиббса
Единицы измерения ΔH
[ΔН] = Дж, кДж
кал, ккал
1кал = 4,18 Дж
Внутренняя энергия U
+Q -Q
ΔU > 0 эндо ΔU < 0 экзо
Измерить абсолютное значение U нельзя!
ΔU = U2 – U1
Q – тепло, поглощенное системой
А – работа, совершенная системой
Если V = const (изохорный процесс), то
A = P ∙ ΔV = 0
– тепловой эффект изохорного процесса
Q = ΔU + A
ΔU = Q - A = Q – P ∙ ΔV
ΔU = Qv
Энтальпия системы H
Если Р = const (изобарный процесс)
ΔU = QP – A
QP = ΔU + P∙ΔV = (U2 – U1) + P(V2 – V1) =
(U2 + PV2) – (U1 + PV1) =
= H2 – H1 = ΔH
ΔH = QP – тепловой эффект
изобарного процесса
ΔH < 0 экзотермическая реакция
ΔH > 0 эндотермическая реакция
Стандартные условия
P = 101325 Па =
760 мм рт.ст. =
1 атм
T = 298 K = 25 °C
Стандартное состояние вещества
• Наиболее устойчивое состояние 1 моля
чистого вещества в стандартных
условиях
• Примеры:
▫ O2(г)
▫ Br2(ж)
▫ Hg(ж)
▫ Al(к)
▫ I2(к)
▫ C(графит)
Стандартный тепловой эффект химической реакции
– тепловой эффект реакции,
протекающей в стандартных
условиях
Стандартная энтальпия образования вещества• энтальпия образования 1 моль чистого
вещества из простых веществ в
стандартных условиях
• Пример:
0.5H2(г) + 0.5N2(г)+1.5O2(г) = HNO3(ж)
ΔНоf,298 HNO3= –174кДж/моль
• Для простых веществ ΔH° равна 0
ΔH°обр,298 ΔH°f,298
Примеры
ΔНоf,298 Fe(т) 0
ΔНоf,298 Br2(ж) 0
ΔНоf,298 Br2(г) 29 кДж/моль
ΔНоf,298 О2(г) 0
ΔНоf,298 О3(г) 142 кДж/моль
ΔНоf,298 C(графит) 0
ΔНоf,298 С(алмаз) 1,9 кДж/моль
Термохимическое уравнение
– уравнение, у которого указаны агрегатные
состояния веществ и тепловой эффект
реакции
Пример: система поглощает тепло
▫ В термохимии
4NH3(г) + 3O2(г) = 2N2(г) + 6H2O(г) –1528 кДж
▫ В термодинамике
4NH3(г) + 3O2(г) = 2N2(г) + 6H2O(г)
ΔНреак = 1528 кДж
ΔН реак = 255 кДж/мольН2О = 1528кДж/6мольН2О
ΔНреак = –Qp
Стандартная энтальпия растворения– это теплота, которая выделяется или
поглощается при растворении 1 моль
вещества в бесконечно большом
количестве воды
Пример: При растворении 80г NaOH выделяется
86 кДж тепла. Определить энтальпию
растворения NaOH.
МNaOH = 40 г/моль ΔH0раств = –43 кДж/моль
Стандартная энтальпия сгорания
– это тепловой эффект окисления 1 моль
соединения в атмосфере молекулярного
кислорода с образованием высших
оксидов
Пример: С(гр) + О2(г) = СO2(г) + 393 кДж
ΔH0 = –393 кДж/моль
С2H2(г) + 2,5O2(г) = 2CO2(г) + H2O(г)+1295кДж
ΔH0 = –1295 кДж/моль
2.
FeO
Закон Гесса (1840)
Тепловой эффект химической реакции не
зависит от пути реакции, а определяется
только начальным и конечным видом и
состоянием веществ.
ΔH3
ΔH1 ΔH2
1.
Fe+O2
3.
Fe2O3
Термохимические уравнения
2Fe(к) + O2(г) = 2FeO(к); ΔH1 = –532кДж
+
2FeO(к) + 1/2O2(г) = Fe2O3(к); ΔH2 = –290кДж
____________________________________________
2Fe(к) + O2(г) + 2FeO(к) + 1/2O2(г) =
= 2FeO(к) + Fe2O3(к)
ΔН3 = ΔН1 + ΔН2 = –532 – 290 = –822кДж
2Fe(к) + 3/2O2(г) = Fe2O3(к); ΔН3= –822кДж
Следствия из закона Гесса
1) Термохимические уравнения можно
складывать, вычитать, умножать и т.д.
2) Энтальпия реакции пропорциональна
количеству вещества, вступившему в
реакцию
3) ΔHпрямой = – ΔHобратной
ΔНобр = – ΔНразл
Пример: H+ + OH– H2OΔH2
ΔH1
Следствия из закона Гесса
4) ΔНреакц = (Σki•ΔHi)прод – (Σkj•ΔHj)исх.в
где
ki, kj – стехиометрические коэффициенты
ΔНi, ΔHj – стандартные энтальпии образования
веществ
Пример:СH4(г) + 2O2 (г) = СО2(г) + 2H2O(г)
Hof,298 -75 0 –394 –242 кДж/моль
ΔНр = (–394 – 242•2) – (–75 ) = –803 кДж
