Количество теплоты, полученное системой, расходуется на изменение внутренней энергии системы и на совершение системой работы.

⇐ ПредыдущаяСтр 2 из 4Следующая ⇒

Q = Δ U + A (2)

Если преобразовать формулу (2) в такой вид: A = Q – Δ U, то мы придем к поразительному выводу: нельзя всю теплоту превратить в работу, часть её всегда расходуется на увеличение внутренней энергии.

В химии под работой понимают затраты энергии на расширение системы, например, при движении поршня в цилиндре двигателя. Поэтому уравнение (2) примет вид Q = Δ U – pΔ V (2а)

2.2 Первое начало термодинамики для химических реакций

Поскольку химические реакции протекают в изобарных условиях и запас энергии системы для этих условий оценивается энтальпией системы, то закон сохранения энергии для изобарных условий выглядит так:

д. I начало термодинамики для изобарного процесса, Р = const.

Если в изобарных условиях система получает (или отдаёт) какое-то количество теплоты, то согласно закону сохранения энергии, её энергия (её энтальпия) увеличивается (или уменьшается) на такую же величину. Qр = Δ Н (3)

Предположим, в системе при постоянном давлении происходит экзотермическая реакция, тепловой эффект которой равен Q. Эта теплота выделяется из системы. На такую же величину уменьшается энтальпия системы: Q = Δ Н

А + В Δ Н < 0

Изменение энтальпии системы, которое произошло в результате протекания химической реакции в системе и равное её тепловому эффекту, называют для краткости энтальпией реакции.

Термодинамика изучает изменение энергии в системе, а не в окружающей среде. Поэтому в термохимическом уравнении тепловой эффект указывается в виде энтальпии реакции.

2С₂Н₂(Г) + 5О₂(Г) 4СО₂ (Г) + 2Н₂О (Г) Δ Н° = -1605, 6 кДж /моль

Δ Н

С + Д Н кон.

А + В Н нач.

При протекании химической реакции с выделением или поглощением тепла энтальпия системы изменяется, и система переходит в другое, конечное состояние, т.е. энтальпия продуктов отличается от энтальпии исходных веществ на величину Δ Н = Нкон – Ннач.

Если знать энергетическую ценность каждого вещества (т.е. запас его энергии при P = const - его энтальпию), то энтальпию реакции можно рассчитать по формуле

Δ Н°р-ии = Нкон. – Ннач. = Σ i Δ Н°продуктов – Σ i Δ Н°исх. в-в (4)

Запас энергии каждого вещества называют стандартной энтальпией образования вещества: Δ Н°298 (АВ), кДж/моль. Её измеряют при постоянных, стан дартных условиях: Р = 101325 Па (1атм., 760 мм.рт.ст), Т = 298К, v = 1 моль.

Стандартная энтальпия образования вещества, Δ Н°298(АВ) – это энтальпия реакции образования 1 моль этого вещества из простых веществ в стандартных условиях.

Значения Δ Н°298 приводятся в таблицах. Для простых веществ (Н₂, О₂, С и т.д.) значения Δ Н°298 приняты равными нулю.

Например, Δ Н°298 (Н₂О) = -286 кДж/моль означает, что при образовании 1 моль воды в стандартных условиях по реакции Н₂(Г) + ½ О₂(Г) Н₂О(Ж) выделяется 286 кДж тепла.

Таким образом, для химии практическая ценность первого начала термодинамики заключается в том, что она позволяет рассчитывать тепловые эффекты реакций.

2.3 Закон Гесса и следствия из него

Исторически сложилось так, что энтальпию реакции научились рассчитывать ещё до того, как было сформулировано первое начало термодинамики. Для этого использовали закон Гесса (1840) и его следствия (уравнение 4 и 5), которые являются, фактически, математическими выражениями первого начала.

Закон Гесса

Δ Н

Энтальпия реакции зависит только от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути перехода, т.е. не зависит от числа промежуточных стадий.

С + Д

А + В

Δ Н= Δ Н₁+ Δ Н₂+ … Δ Н_i (5)

Если вещества А и В превращаются в продукты С и Д. в одну или несколько стадий, то энтальпия этого перехода всегда одна и та же и равна Δ Н, которая для многостадийных реакций складывается из энтальпий отдельных стадий. Закон Гесса позволяет рассчитывать энтальпии таких процессов, которые невозможно осуществить.

Пример 1. Рассчитать тепловой эффект реакции получения угарного газа окислением углерода, если известны энтальпии реакций

С(Т) + О₂ (Г) СО₂ (Г) Δ Н₁ = -393 кДж

2СО (Г) + О₂ (Г) 2СО₂(Г) Δ Н₂ = -282 кДж

Δ Н₁

Решение Для решения задач с использованием закона Гесса данные удобнее всего представить в виде схемы

С(Т) + О₂ (Г) СО₂ (Г)

Δ Н₂

Δ Н

СО (Г)

Δ Н₁= Δ Н + Δ Н₂

Δ Н = Δ Н₁– Δ Н₂ = - 393 – (-282) = -111 кДж/моль

Таким образом, с помощью закона Гесса можно рассчитать энтальпию реакции образования угарного газа (СО), которую нельзя экспериментально определить из-за быстрого одновременного образования углекислого газа.

1-е следствие из закона Гесса

Энтальпия прямой реакции равна энтальпии обратной реакции с противоположным знаком.

Δ Н = - Δ Н (6)

Первое следствие можно использовать для сравнения устойчивости веществ, например, лекарственных препаратов при хранении. Так, если для препаратов АВ и СД стандартные энтальпии их образования имеют следующие значения

А + В АВ Δ Н°298 (АВ) = -100 кДж/моль

С + Д СД Δ Н°298 (СД) = -300 кДж/моль,

то обратная реакция их разложения идёт с поглощением тепла. Для препарата СД требуется больше затрат энергии, следовательно, оно более устойчиво.

2-е следствие из закона Гесса (приведено ранее, уравнение 4)

Энтальпия реакции равна сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.

Δ Н °р-ии = Σ i Δ Н°₂₉₈продуктов – Σ i Δ Н°₂₉₈ исх. в-в

Пример 2 Рассчитать энтальпию реакции

С₂Н₆ (Г) + Н₂ (Г) 2СН₄ (Г)

Решение Выпишем из таблицы значения стандартных энтальпий образования всех веществ (Δ Н°298) и запишем их под формулой каждого вещества в уравнении реакции

С₂Н₆(Г) + Н₂ (Г) 2СН₄ (Г)

Δ Н°_298,кДж/моль -84, 7 0 -74, 8

Используя уравнение (4), рассчитаем тепловой эффект данной реакции

Δ Н°р-ии = 2Δ Н° (СН₄) – [Δ Н° (С₂Н₆) + Δ Н° (Н₂)]

Δ Н°р-ии = 2∙ (-74, 8) – ( -84, 7 + 0) = - 64, 9 кДж /моль

Ответ: Δ Н°р-ии < 0, реакция экзотермическая.

2.4. Медико-биологическое значение первого начала термодинамики

Закон сохранения энергии для живых организмов можно сформулировать так:

⇐ Предыдущая 123 4 Следующая ⇒