Файл: Неорг.химия.doc

Какое количество теплоты выделится при окислении 800 г глюкозы?

Решение.

М (С₆Н₁₂О₆) = 180 г/моль.

ν(С₆Н₁₂О₆) =m/M = 800г/180 г/моль  = 4,44 моль.

Q₁ = ν(С₆Н₁₂О₆) · Q = 4,44 · 2803 = 12458 кДж.

Ответ. В результате окисления указанного количества глюкозы выделяется 12 458 кДж теплоты.

9. I. Первый закон термодинамики

Первый закон термодинамики (первое начало термодинамики): энергия не возникает из ничего и не исчезает бесследно, а переходит из одного вида энергии в другой

илиприращение внутренней энергии системы в некотором процессе равно теплоте, полученной системой, плюс работа, совершенная над системой.∆U=Q+A ∆U - внутренняя энергия, Q – теплота , A - работа

Термохимия – это раздел термодинамики, изучающий теплоты протекания химических реакций.

Закон Гесса:теплота химической реакции, протекающей при постоянном давлении или объёме, не зависит от пути процесса, а только от начального и конечного состояний системы.

Напримерсуммарная теплота биологического окисления продуктов питания в организме, равна теплоте их прямого сгорания.

Энтальпия-это функция состояния, приращение которой равно тепловому эффекту процесса, протекающего при постоянном давлении.

1) По стандартным энтальпиям (теплотам) образования веществ

Стандартная энтальпия (теплота) образования вещества – это тепловой эффект реакции образования 1 моль химического соединения из простых веществ в стандартных условиях: Т=289 К, Р=1 атм=101325 Па.

 Теплоты образования простых веществ равны нулю.

 ν_i , ν_j – стехиометрические коэффициенты перед соответствующими веществами в уравнении реакции.

2) По стандартным энтальпиям (теплотам) сгорания веществ

Стандартная энтальпия (теплота) сгорания вещества – это тепловой эффект реакции полного сгорания 1 моль химического соединения в стандартных условиях.

 Теплоты сгорания высших оксидов (в том числе СО₂ и Н₂О) приняты равными нулю.

 Второй закон термодинамики устанавливает возможность, направление и глубину протекания самопроизвольного процесса.

Самопроизвольный процесс - процесс, протекающий без каких-либо воздействий извне, и приближающий систему к состоянию равновесия.

Имеется и другой критерий самопроизвольного протекания процесса – энтропия (S).

Энтропия - мера энергетического беспорядка в системе, мера хаоса, мера той энергии, которая рассеивается в виде тепла и не превращается в работу.

10. Второй закон определяет, какие из процессов в рассматриваемой системе при заданных температуре, давлении, концентрациях могут протекать самопроизвольно,то есть без затраты работы извне; каково количество работы, которая может быть получена при этом, и каков предел возможного самопроизвольного течения процессов.

Несамопроизвольные процессы не могут осуществляться без воздействия извне, само воздействие извне может быть в виде передачи системе энергии из окружающей среды (переход тепла от холодного тела к горячему - процессы в холодильнике).

В отличие от первого закона термодинамики, второй закон обладает более ограниченной областью применения, он носит статистическийхарактер, то есть, применим к системам из большого числа частиц, поведение которых может быть выражено законами статики.

Чем больше тепла выделяется при экзотермических реакциях, тем большим сродством друг к другу обладают реагирующие вещества, тем прочнее связи в полученных продуктах. В обратном направлении процесс может пойти лишь при сообщении системе тепла извне.

Для любой термодинамической системы при данных условиях её существования всегда имеется некоторый общий критерий, которым характеризуется возможность, направле­ние и предел самопроизвольного протекания процессов. Для изолированных систем крите­рием является энтропия (S).Термин был введен Рудольф Клаузиусом (1822-1888).

Любая система стремится к уменьшению величины ∆H и увеличению величины ∆S. Второй закон термодинамики устанавливает, чтов изолированных системах самопроизвольно могут совершаться только такие процессы, при которых энтропия системы возрастает, и процесс может идти самопроизвольно до такого состояния, при котором энтропия обладает максимальным для данных условий значением.

Изменение энтропии в процессе зависит от начального и конечного состояний и не зависит от пути перехода

∆S_х.р.= ∑S_прод. - ∑S_исх.в-в.

Энтропия- термодинамическая функция, которая характеризует меру упорядоченности системы или меру беспорядка.

Изменение энтропии ∆S наиболее просто определяется для обратимых изотермических процессов, оно равняется тепловому эффекту процесса, делённому на абсолютную температуру  Например, при 0°С, то есть при 273 К, теплота плавления льда ∆H_пл = 5993,7 Дж/моль; возрастание энтропии при плавлении льда при этой температуре = 21,95 Дж/моль-К. Энтропию относят к 1 молю вещества в стандартных условиях S°₂₉₈ ; известно абсолютное значение энтропии для веществ; измеряют ее в энтропийных единицах (э.е.): 1 Дж/мoль∙К = 1 э.е.

Отсюда следует, что в любых изолированных системах(а в них могут совершаться только адиабатные процессы) энтропия системы сохраняет постоянное значение. Следовательно, в изолированных системахвсякий самопроизвольно протекающий процесс сопровождается возрастанием энтропии. В случае закрытых систем энтропия в ходе процесса может, как увеличиваться, так и уменьшаться. Процессы для которых: 1) ∆S > 0 - расширение газов, фазовые превращения из твердого к жидкому и газообразному состоянию, растворение кристаллических веществ; 2) ∆S < 0 – сжатие газов, конденсация и кристаллизация веществ.

Установление статистической природы второго закона дало возможность Л. Больцману в 1896 г. определить статистический смысл энтропии

S = k_Б.lnW,

где k_Б - постоянная Больцмана - k_Б = R/N_A; W- термодинамическая вероятность данного состояния системы. Термодинамическая вероятность - это число микросостояний, через которые может быть реализовано данное микросостояние. Энтропия является мерой вероятности состояния системы.

Статистическая термодинамика показывает, что энтропия может рассматриваться как сумма составляющих, относящихся к различным формам движения частиц. Различают следующие составляющие энтропии: энтропия поступательного движения молекул S_пост.; энтропия вращательного движения молекул S_вращ. ; энтропия вращательного движения атомов и атомных групп, содержащихся в молекуле, S_{вн.вращ.} (энтропия внутреннего вращения); энтропия колебательного движения атомов и атомных групп, содержащихся в молекуле,S_кол;; и энтропия движения электронов S_эл

S = S_пост + S_вращ + S_{вн.вращ} + S_кол + S_эл

Энтропия зависит от всех видов движения частиц, содержащихся в молекуле, и возрастает при всех процессах, вызываемых движением частиц: испарение, плавление, растворение, диффузия, расширение газа; возрастает при ослаблении связей между атомами в молекулах и при разрыве связей, то есть при диссоциации молекул. Наоборот, при упрочнении связей энтропия уменьшается, то есть при кристаллизации, конденсации, сжижении газов.

Энтропия увеличивается с повышением температуры и уменьшается с повышением давления. В ряду однотипных соединений абсолютная энтропия растет по мере усложнения атомов, входящих в состав молекул, а также по мере усложнения состава молекул.

Чем больше твердость вещества, тем меньше его энтропия. Например: графит - S^о₂₉₈ = 5,74 Дж/моль∙К, алмаз - S^о₂₉₈ = 2,37 Дж/моль∙К. Энтропия в аморфном и стеклообразном состоянии больше, чем в кристаллическом. Энтропия возрастает с увеличением дисперсности частиц вещества.

11. Все химические реакции обычно сопровождаются изменением как энтропии, так и энтальпии. Связь между энтальпией и энтропией системы устанавливает термодинамическая функция состояния, которая называется свободной энергией Гиббса или изобарно-изотермическим потенциалом (G). Она характеризует направление и предел самопроизвольного протекания процессов в изобарно-изотермических условиях (р = const и Т = const). С энтальпией и энтропией системы свободная энергия Гиббсасвязана соотношением

G = H – TS. (9)

Абсолютное значение измерить невозможно, поэтому используется изменение функции в процессе протекания того или иного процесса:

DG = DH – TDS. (10)

Свободная энергия Гиббса измеряется в кДж/моль и кДж.Физический смысл свободной энергии Гиббса: свободная энергия системы, которая может быть превращена в работу. Для простых веществ свободная энергия Гиббса принимается равной нулю.

Знак изменения свободной энергии Гиббса DG и ее величина при Р = const определяют термодинамическую устойчивость системы:

· если в химическом процессе происходит снижение свободной энергии Гиббса, т.е. DG < 0, процесс может протекать самопроизвольно, или говорят: процесс термодинамически возможен;

· если продукты реакции имеют больший термодинамический потенциал, чем исходные вещества, т.е. DG > 0, процесс протекать самопроизвольно не может, или говорят: процесс термодинамически невозможен;

· если DG = 0, то реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении, т.е. реакция обратима.

Следовательно, самопроизвольные процессы при Р=const идут с уменьшением свободной энергии Гиббса. Этот вывод справедлив как для изолированных, так и для открытых систем.

Изменение энергии Гиббса системы при образовании 1 моль вещества из простых веществ, устойчивых в данных условиях, называется энергией Гиббса образования вещества DG_обр., измеряется в кДж/моль.

Если вещество находится в стандартных условиях, то энергия Гиббса образования называется стандартной энергией Гиббса образования вещества (DG⁰_обр.298). Стандартная энергия Гиббса образования простого вещества, устойчивого в стандартных условиях, равна нулю. Значения DG⁰_обр.298 веществ приводятся в справочниках.

Изменение энергии Гиббса, как и изменение энтальпии и энтропии, не зависит от пути процесса, поэтому изменение энергииГиббса химической реакции DG равно разности между суммой энергий Гиббса образования продуктов реакции и суммой энергий Гиббса образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:

DG⁰₂₉₈ = S(n_i^.DG_i⁰₂₉₈)_пр. - S(n_i^.D G_i⁰₂₉₈)_исх.. (11)