Химическая термодинамика

   МИНИСТЕРСТВО  ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ 

   ГОУ ВПО Самарский государственный  технический университет 

   Физико-технологический  факультет 

   Кафедра: «Металловедение, порошковая металлургия, наноматериалы » 

Реферат 

   на тему: «Химическая термодинамика» 

по  курсу «Теплофизика»

      

                                
 
 
 
 
 

                                                                               Выполнила: студент 2-ФТ-2 Иванов И.И.

                             Проверил: Петров Ф.Ф. 
 
 
 
 
 
 
 
 

Самара 2011 

Содержание:

I.  Теоретическая часть  

1. Введение……………………………………………………………..3
2. Законы термохимии…………………………………………………3
3. Элементы термодинамики………………………………………….4
4. Первое начало термодинамики…………………………………….5
5. Элементы второго начала термодинамики………………………..9
6. Энтропия…………………………………………………………….11

2. Экспериментальная часть………………………………………16

Список используемой литературы……………………………………18 
 

 

  

  В результате химической реакции выделяется или  поглощается энергия, так как  реакция сопровождается перестройкой энергетических уровней атомов или молекул веществ, участвующих в ней, и веществ, образующихся в ходе реакции.

  Реакции, при которых наблюдается выделение  энергии, называются экзотермическими (Q>0).

  Реакции, идущие с поглощением энергии, называются эндотермическими (Q<0). Выделение или поглощение энергии в результате процесса зависит от соотношения количеств энергии, затраченных на разрыв или возбуждение химических связей первоначально взятых веществ, и энергии, выделяющейся в результате образования новых химических связей в продуктах реакции.

  Величина  энергии отдельной химической связи  очень мала. Её удобно выражать в  электронвольтах на атом. Поскольку  обычно в  реакциях участвуют относительно большие количества веществ, то общие  количества энергии получаются также  большие. Так, элементарный расчет показывает:

  на 1 атом: 1эВ=1,6·10^-19Кл∙1В = 1,6. 10^-19 Дж,

  на 1 моль: 1,6∙10^-19∙6,02∙10²³=9,65∙10⁴ Дж/моль = 96,5 кДж/моль.

  Энергия, образующаяся в результате химических реакций, может выделяться в разных формах, но, конечно, в эквивалентных количествах. Так, например, фотохимические процессы при фотографии развиваются при поглощении квантов лучистой энергии галидами серебра и, наоборот, можно построить источник когерентного излучения—лазер, работающий на энергии химических реакций.

  Затрачивая  электрическую энергию, можно выделять нужные вещества из растворов или  расплавов путем электролиза, с  другой стороны, можно получить энергию  за счет химических реакций, протекающих  в гальванических элементах или  аккумуляторах.

  Чаще всего в, результате химических реакций выделяется или поглощается тепловая энергия. Поэтому раздел химии, изучающий энергию химических реакций, исторически стал называться термохимией, а изменение энергии называется тепловым эффектом химической реакции и измеряется в килоджоулях на моль образовавшегося или сгоревшего вещества. Так как в зависимости от условий, в которых протекает химическая реакция, возможно выделение или поглощение работы расширения газов (p=const), то различают тепловой эффект реакции при (p=const) Q_p и тепловой эффект реакции при (v=const) Q_v, хотя разница между ними обычно невелика. 

ЗАКОНЫ  ТЕРМОХИМИИ 

  Первый  закон термохимии (Лавуазье и Лаплас, 1780—1784):

  тепловой  эффект образования  данного соединения в точности равен, но обратен по знаку тепловому эффекту его разложения.

  Из  закона Лавуазье—Лапласа следует невозможность  построить вечный двигатель I рода, использующий энергию химических реакций.

  Второй  закон термохимии (Г. И. Гесс, 1840):

    тепловой эффект химической реакции не зависит от характера и последовательности отдельных ее стадий и определяется только начальными и конечными продуктами реакции и их физическим состоянием (при p=const или при v=const).

Г. И. Гесс первый принял во внимание физическое состояние реагирующих  веществ, так как теплоты изменения агрегатных состояний веществ накладываются на тепловой эффект реакции, увеличивая или уменьшая его.

Утверждение закона Гесса о том, что тепловой эффект процесса не зависит от его отдельных стадий и их последовательности, дает возможность рассчитывать тепловые эффекты реакций для случаев, когда их определить экспериментально или очень трудно, или вообще невозможно.

Применение закона Гесса чрезвычайно расширило  возможности термохимии, позволяя производить  точные расчеты тепловых эффектов образования целого ряда веществ, опытные данные по которым получить было трудно.

  Закон Гесса в наши дни применяют  главным образом для расчета термодинамических функций—энтальпий, которые сейчас используются для термохимических расчетов. Термохимия, исторически сложившаяся раньше термодинамики, в настоящее время претерпела некоторые изменения и стала разделом химической термодинамики. 

ЭЛЕМЕНТЫ  ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ 

  Химическая  термодинамика изучает изменения  энергии в результате процессов в материальных системах, приводящих к изменению состава и свойств физических тел, из которых построена данная система.

  Термодинамической системой называется комплекс взаимодействующих между собой физических тел, мысленно обособленный от окружающей среды.

  Системы бывают изолированные, в которых  энергообмен и массообмен с окружающей средой отсутствуют, и замкнутые, в  которых возможен энергообмен с  окружающей средой, но не возможен обмен  веществом. Незамкнутые системы рассматриваются в термодинамике необратимых процессов.

  Системы можно разделить на гомогенные или  однородные, не имеющие физических границ раздела между отдельными частями, так как во всех частях системы свойства одинаковы(например, ненасыщенный раствор), и системы гетерогенные, или неоднородные, разделяющиеся на отдельные части физическими границами раздела, на которых свойства системы резко изменяются. Часть гетерогенной системы, ограниченная физическими границами раздела, называется фазой. Например, насыщенный раствор, соприкасающийся с растворяемым веществом, представляет собой гетерогенную систему.

  Состояние системы определяется физическими  параметрами; в простейшем случае идеального газа — это давление и температура, так как v =f(p. Т).

  Изменение параметров системы вызывает процесс. Если процесс заключается в последовательном изменении параметров, приводящих в конечном итоге систему в исходное состояние, то такой процесс называется циклом.

Химическая термодинамика, так же как и общая термодинамика, основана главным образом на двух законах (началах). 

ПЕРВОЕ  НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ 

  Первое  начало термодинамики, окончательно сформулированное Джоулем в середине XIXв., представляет собой закон сохранения энергии. Для замкнутых систем, обменивающихся энергией с окружающей средой, уравнение первого закона термодинамики имеет вид:

                       (1)

  где Q — энергия, сообщенная системе; ΔU— приращение внутренней энергии системы; А — работа, совершенная системой.

  Энергия, сообщенная системе (Q), может быть тепловой или другой формой энергии, так как первый закон термодинамики справедлив для любых процессов. Если система поглощает энергию, то Q принимает положительное значение, т. с. знак Q обратен знаку теплового эффекта реакции:

      Q =  ¾ Q                  (2)

  Внутренняя энергия системы (U) включает все виды энергии, заключенные в веществах, составляющих систему, кроме энергии, созданной гравитационными, электрическими или магнитными нолями, а также кроме кинетической энергии системы в целом (для движущейся системы). Таким образом, U ¾ сумма всех видов тепловой энергии движения элементарных частиц, энергии связи и энергии агрегатных состояний. Это сложная термодинамическая функция, полностью определяемая состоянием системы или соответствующим сочетанием параметров (р и Т). Если система поглощает энергию, то запас внутренней энергии растет (ΔU>0).

  Если  работа совершается системой, то А  — положительная величина; если же работа совершается над системой, то А отрицательна (например, сжатие газа).

  Как Q, так и А в уравнении (1) характеризуют процесс и от состояний системы (начального и конечного) зависят неоднозначно, так как из начального состояния подойти к конечному состоянию можно разными путями и с различным поглощением энергии и различной величиной работы. Поэтому уравнение (1) мы не можем записать в дифференциальной форме, так как только одно приращение ΔU однозначно определяется параметрами состояния р, v, Т.

  Если  известен закон изменения параметров в данном процессе, то уравнение  первого закона термодинамики можно записать в дифференциальной форме и исследовать математически. В области применения химических реакций наиболее часто встречаются процессы, протекающие при постоянном объеме (изохорический) и при постоянном давлении (изобарический).

1. Изохорический процесс:  v = const. В этом случае параметры р и Т связаны между собой уравнением Гей-Люссака, р/Т = const. Уравнение (1) записывается в дифференциальной форме:

   dQ=dU+dA.        (3)

  Но  если объем постоянен, значит работа расширения или сжатия газа совершаться не может: dA==pdv=0. Следовательно, dQ = - dU;

  приравниваем  частные производные по температуре: 

 

  или 

dU = C_vdT,                                (4) 

  где С_v — теплоемкость при постоянном объеме. Уравнение (4) позволяет вычислять изменение внутренней энергии системы при изменении температуры, если не происходит каких-либо изменений агрегатного или полиморфного состояния.

  Как известно, при химической реакции  внутренняя энергия изменяется: если энергия выделяется, то это соответствует уменьшению запаса внутренней энергии, и наоборот. Поэтому тепловой эффект и изменение внутренний энергии имеют обратные знаки:

                                                                   U = -Q_v.                       (5) 

  2. Изобарический процесс:  р = const. В этом случае по закону Гей-Люссака v/T= const. Кроме того, из уравнения (3) не выпадают отдельные члены, так как при постоянном давлении расширение и сжатие газа возможно, как и нагревание и охлаждение. В этом случае dQ=dU+pdv. После интегрирования в пределах 1—2 получим:

                           

  Выражение в скобках (U + pv) представляет собой термодинамическую функцию, которую назовем энтальпией Н:

      H=U+pv.                         (6)

  Энтальпия — это энергосодержание системы, включающее внутреннюю энергию и работу. Тогда