Энергетика химических процессов. Основы термохимии презентация

Энтальпия

Основы термохимии. Термохимические уравнения

Термохимические расчёты. Закон Гесса

Модуль I. Лекция 1. Энергетика химических процессов. Основы термохимии

части системы к другой

энергетические эффекты, сопровождающие различные химические и физические процессы

возможность и направление самопроизвольного протекания процессов

Модуль I. Лекция 1. Энергетика химических процессов. Основы термохимии

взаимодействии, реально или мысленно обособленных от окружающей среды

Фаза – совокупность всех однородных по составу и свойствам частей системы, отделенная от остальных частей системы поверхностью раздела

Гомогенная система – однофазная,
гетерогенная система – многофазная

Модуль I. Лекция 1. Энергетика химических процессов. Основы термохимии

которой возможен обмен веществом и энергией с внешней средой

Закрытая – система, для которой исключен обмен веществом и возможен обмен энергией с внешней средой

Изолированная – система, для которой исключен обмен веществом и энергией с внешней средой

Модуль I. Лекция 1. Энергетика химических процессов. Основы термохимии

(уравнение Клапейрона-Менделеева)

Параметры состояния

температура
Т

давление
р

объем
V

концентрация
С

Модуль I. Лекция 1. Энергетика химических процессов. Основы термохимии

и ее параметрами

изменение при переходе системы из одного
состояния в другое не зависит от пути перехода и
может быть найдено как разность конечного и
начального значений функций

Модуль I. Лекция 1. Энергетика химических процессов. Основы термохимии

структурных единиц (молекул, атомов, ядер, электронов и др.) в системе

Зависит от природы системы, агрегатного состояния и массы образующих систему веществ, температуры

Единицы измерения – кДж.

Модуль I. Лекция 1. Энергетика химических процессов. Основы термохимии

объеме (V = const).

- закон Шарля

При изохорическом процессе механическая работа газом не совершается.

давлении (P = const).

- закон Гей-Люссака

давлении (P = const).

- закон Гей-Люссака

атмосферное давление, если газы не участвуют в реакции, равно 1,013∙105 Па
Концентрации частиц в растворах равны 1 моль/л
Примеры обозначения стандартных величин:
или ; или

Модуль I. Лекция 1. Энергетика химических процессов. Основы термохимии

энтальпии ΔH (кДж) и агрегатного состояния участвующих в реакции веществ
ΔH < 0 ‑ экзотермическая реакция
(выделение теплоты)
N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г), ΔH0 = ‑ 92 кДж
ΔH > 0 ‑ эндотермическая реакция
(поглощение теплоты)
CaCO3(т) = CaO(т) + CO2(г), ΔH0 = 178 кДж

Модуль I. Лекция 1. Энергетика химических процессов. Основы термохимии

из простых веществ, устойчивых в стандартных условиях
Энтальпии образования простых веществ равны нулю

Пример:
1/2N2(г) + 3/2H2(г) = NH3(г), ΔH0 = ‑ 46 кДж/моль = ΔH0NH3(г)
Энтальпия сгорания -
энтальпия реакции сгорания в кислороде одного моля данного вещества с образованием высших оксидов составляющих его элементов

Пример:
С2H5OH(ж) + 3O2(г) = 2СО2(г) + 3H2O(г) , ΔH0 = ‑ 1235 кДж =

Модуль I. Лекция 1. Энергетика химических процессов. Основы термохимии

не зависят от пути протекания процесса, а определяются лишь начальным и конечным состояниями системы

Пример: Fe(к) Fe2O3(к)

FeO(к)

I путь: 2Fe(к) + 3/2 O2(г) = Fe2O3(к),
II путь: 2Fe(к) + O2(г) = 2FeO(к),
2FeO(к) + 1/2O2(г) = Fe2O3(к),

Модуль I. Лекция 1. Энергетика химических процессов. Основы термохимии

2FeO(к) + 1/2O2(г) = Fe2O3(к),

2FeO(к) + 1/2O2(г)

Энтальпийные диаграммы реакций

Модуль I. Лекция 1. Энергетика химических процессов. Основы термохимии

H2O(г) (1)
по известным термохимическим уравнениям
FeO(к) + СO(г) = Fe(к) + CO2(г), (2)
2H2(г) + O2(г) = 2H2O(г), (3)
2CO(г) + O2(г) = 2CO2(г), (4)
Согласно закону Гесса (1) = (2) + 1/2 (3) - 1/2(4)
FeO(к) + СO(г) = Fe(к) + CO2(г)
H2(г) + 1/2O2(г) = H2O(г)
CO(г) + 1/2O2(г) = CO2(г)

FeO(к)+ СO(г)+ H2(г) + 1/2O2(г) ‑ CO(г) ‑1/2O2(г) =Fe(к)+ CO2(г)+ H2O(г)‑ CO2(г)

FeO(к) + H2(г) = Fe(к) + H2O(г)

Модуль I. Лекция 1. Энергетика химических процессов. Основы термохимии

реакции и исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов



Пример.
Стандартная энтальпия реакции

С2H5OH(ж) + 3O2(г) = 2СО2(г) + 3H2O(г)

Модуль I. Лекция 1. Энергетика химических реакций. Основы термохимии

разнообразные системы, для описания которых введены функции состояния: U – внутренняя энергия, H – энтальпия,
S – энтропия, G – энергия Гиббса
В соответствии с I началом термодинамики изменение внутренней энергии закрытой системы определяется количеством переданной теплоты и совершенной работы
Изменение энтальпии – тепловой эффект реакции при p=const:

Энтальпии реакций, протекающих при p=const или при V=const объеме, не зависят от пути протекания процесса, а определяются лишь начальным и конечным состояниями системы

Модуль I. Лекция 1. Энергетика химических реакций. Основы термохимии

Цветков А.А. Неорганическая химия. - М.: Высш. шк., 1994
Карапетьянц М.Х. Общая и неорганическая химия. - М.: Химия, 2000
Угай Я.А. Общая и неорганическая химия. - М.: Высш. шк., 2007
Неорганическая химия. В 3 т. Т. 1: Физико-химические основы неорганической химии. Под ред. Ю. Д. Третьякова. - М.: Академия, 2004
Гаршин А.П. Неорганическая химия в схемах, рисунках, таблицах, формулах, химических реакциях. - СПб.: Лань, 2000

Модуль I. Лекция 1. Энергетика химических реакций. Основы термохимии