4.ТЕРМОДИНАМИКА (1)(1)

1.

Термодинамика
наука, изучающая
• превращения (переходы) энергии из одной формы в
другую, от одной части системы к другой,
•энергетические эффекты, сопровождающие физические и
химические процессы,
•возможность, направления и предел самопроизвольного
протекания процессов.
Химическая термодинамика термодинамика химических процессов.

2.

Термодинамика
• не рассматривает внутреннее строение тел и
механизм протекающих в них процессов;
• изучает только макроскопические системы (порядка
моля вещества);
• отсутствует понятие "время".

3.

Термодинамическая система
m
Q>0
Окружающая
среда
W<0
Термодинамическая
система
Окружающая
среда
W>0
Q<0
теплота - Q
Обмен энергией - E
работа - W
•изолированные m=0; E=0
•закрытые
m=0; E 0
•открытые
m 0; E 0

4.

Термодинамическая система
гомогенная
гетерогенные
фаза 1
граница
раздела фаз
фаза 2
Фаза ≠ агрегатное состояние
Фаза:
совокупность частей системы,
обладающих одинаковыми
физическими и химическими
свойствами

5.

Состояние системы
Совокупность всех физических и химических свойств системы
термодинамические
параметры системы :
T; P; V; ij; Сij; ...
Функции состояния
Внутренняя энергия U
Энтальпия
H
Энтропия
S
Энергия Гиббса
G
Энергия Гельмгольца F
Термодинамическое
равновесие
параметры–const во времени
Уравнение состояния
например, идеальный газ
P V = R T

6.

Термодинамический процесс
воздействие:
E, i
Термодинамический
процесс
Состояние
равновесия 2
T2; P2; V2; i2
Состояние
равновесия 1
T1; P1; V1; i1
самопроизвольный
Термодинамический
процесс
вынужденный

7.

Термодинамический процесс
изотермический - Т=const
изохорический - V=const
изобарический - Р= const
равновесный (обратимый)
Термодинамический
процесс
неравновесный (необратимый)

8.

Термодинамический процесс
Равновесный процесс
Wравн = W12 = W21
Р
Р1
Неравновесный процесс
W12 < Wравн
W21 > Wравн
T-const
(1)
равновесие - P∙V = ·R·T
dW P dV R T
mg
P2, V2, T
V2
Р2
W R T
(2)
V1
P1, V1, T
V1
V2
V
dV
V
dV
V

9.

Химическая реакция
αА + βB = γC + δD
исходные продукты
вещества
α,β,γ,δ –
стехиометрические
коэффициенты
количество исходных веществ уменьшается
количество продуктов увеличивается
количество продуктов уменьшается
количество исходных веществ увеличивается

10.

Первое начало термодинамики
Теплота (Q), сообщенная термодинамической системе, идет на
увеличение внутренней энергии ( U) системы и на совершение
системой работы (W).
Q
Q = U + W
U
Термодинамическая
система
T; P; V; Сi
Q = dU + W
W
Q = dU + P dV

11.

Внутренняя энергия U
- это сумма всех видов энергии ТДС,
за исключением кинетической и потенциальной энергии системы
U [кДж]; [кДж моль], [кДж кг]
в целом.
U - функция состояния системы
к
Внутренняя энергия
в химическом процессе
ΔU dU U к Uн
н
U
dU 0
химическая
тепловая
если Т2 > Т1, то UТ2 >UТ1
термодинамическая шкала температур
Т, К

12.

Энтальпия
Q = dU + W
W = P dV
V=const
QV = U
P =const
QP = U+ P V
Н= U + P V – энтальпия
[кДж]; [кДж моль], [кДж кг]
Q = dU + P dV
QV = dU
QP = dU + P dV
QP = d(U + P V)
QP = d Н

13.

Тепловой эффект химической реакции
- количество теплоты Q
P =const или V=const
экзо термические
Химическая реакция
Т=const
Q
эндо термические
Изохорный т епловой эффект химической реакции Изобарный тепловой эффект химической реакции -
QV = r U
QP = r Н
Н 0 - экзотермические реакции
r
Н 0 - эндотермические реакции
r

14.

r Н 0 r Н 0 -
экзотермические
реакции
эндотермические
реакции

15.

Теплота сгорания вещества – тепловой эффект реакции
окисления 1 моля вещества в избытке кислорода до
высших устойчивых оксидов.
1 Al + 3 4 O2 = 1 2 Al2O3 + cН
cН = -838,05 [кДж моль]
cН – сгорание
одного моля в-ва

16.

Теплота растворения – тепловой эффект процесса
растворения 1 моля вещества в бесконечно большом
количестве растворителя.
∆Нраств = ∆Нкр.реш.+ ∆Нсольв
∆Нкр.реш < 0
Формула соли
∆Нсольв > 0
Мольная масса,
г/ моль
q,
Дж/моль
NaCl
58,5
+ 4 944
Na2SO4
142
−1 927
Na2SO4*10H2O
322
+78 600
NaNO3
85
+21 080
K2CO3*1,5H2O
165
+ 1 590
KC1
74,6
+ 17 560
KNO3
101
+35 700
KOH*2H2O
92
+126

17.

Теплота образования вещества – тепловой эффект реакции
образования 1 моля сложного вещества из простых.
Теплоты образования простых веществ принимаются
равными нулю.
Na +1/2 O2 + 1/2 H2 = NaOH + fН
Н2 + 1/2 О2 = Н2О
Na+ Н2О = NaOH+ 1/2 H2

18.

Стандартная энтальпия
образования вещества
• Стандартные условия:
Р0 = 1,013 105 Па
Т0 = 298,15 К
С0 = 1моль/л
fН0298 стандартная
энтальпия(теплота)
образования
fН0298 –Стандартная
энтальпия образования веществ:
1. простые в-ва
fН0298= 0 кДж/моль
2. сложные в-ва
fН0298= QР кДж/моль
1/2 А2 + 1/2 В2 = АВ + fН0298
1. Газообразный водород
fН0298= 0 кДж/моль.
2. Ртуть жидкость
fН0298= 0 кДж/моль.
3.Углерод твердый
графит fН0298 = 0 кДж/моль,
алмаз
fН0298 = 1,83кДж/моль

19.

Закон Г.И.Гесса
«тепловой эффект реакции зависит только от вида и состояния
исходных веществ и конечных продуктов и не зависит от пути
превращения одних веществ в другие (промежуточных стадий)»
rН , кДж
C; O 2
C + O 2 = CO 2
rН 1 = -393.51 кДж
2. C + 0.5O 2 = CO
rН 2 = -110.53 кДж
CO + 0.5O 2 = CO 2
rН 3 = -282.98 кДж
1.
CO
rН 2
rН 1
rН 3
CO 2
r Н 1 = r Н 2 + rН 3

20.

Следствие из закона Гесса:
rН0298 = ( i fН0i)продукты – ( i fН0i)исходные вещества
Для реакции
αA + βB = γC + δD
rН0298 = (γ fН0C + δ fН0D ) – (α fН0A + β fН0B)
Пример.
реакция :
fН0298, кДж/моль
CH4 (газ) + CO2 (газ) = 2 CO (газ) + 2H2 (газ)
–74,85
–393,51
–110,5
0
Расчет теплового эффекта реакции:
rН0298 = [2 (–110,5) + 2 0] – [(–74,85) + (–393,51)] = 247,36 [кДж]

21.

Зависимость энтальпии образования в-ва от температуры