Файл: Неорг.химия.doc

Термодинамический (феноменологический) метод, основанный на нескольких законах, обобщающих опытные данные. Он позволяет выяснить свойства системы, не используя сведения о строении молекул или механизме процессов;

Статистический метод, объясняющий свойства веществ, состоящих из большого числа частиц (макроскопические свойства), исходя из свойств отдельных частиц (микроскопические свойства) и их распределения в соответствии с теорией вероятности.

Основными разделами физической химии являются:

1. строение вещества;

2. химическая термодинамика (сюда включаются три закона термодинамики, учение о химическом и фазовом равновесии, учение о растворах);

3. электрохимия;

4. химическая кинетика и катализ

Термин термодинамика был введен в середине XIX века и происходит от двух греческих слов “термо” – температура и “динамика” – работа. Химическая термодинамикаизучает законы взаимного превращения различных видов энергии, состояние равновесия, а также возможность, направление и предел протекания самопроизвольных процессов. Вопрос о скорости протекания химических процессов термодинамика не рассматривает. Химическая термодинамика основана на трех законах (постулатах), иначе называемых началами термодинамики. Эти законы не доказываются, а являются обобщением множества опытных данных, накопленных человечеством. На основе этих законов получены многочисленные следствия, которые лежат в основе строгого описания окружающего нас мира.

Термодинамическая система – это совокупность материальных объектов, выбранных нами произвольно для изучения, которая отделена от всего окружающего (называемого внешней средой) некоторой границей (условной или реальной).

Изолированная система – это система, которая не может обмениваться с окружающей средой ни веществом, ни энергией и имеет постоянный объем.

Закрытая система – это система, которая не может обмениваться с окружающей средой веществом (т.е. имеет постоянную массу), но может обмениваться энергией (в форме теплоты или работы).

Открытая система – это система, которая может обмениваться с окружающей средой и веществом, и энергией.

Кроме того, системы могут быть гомогенными (однородными), которые состоят из одной фазы, и гетерогенными(неоднородными), состоящими из двух или более фаз.

Термодинамические параметры состояния системы–(температура, объем, давление и т.д.) – это определенные измеряемые свойства системы, характеризующие ее состояние.

Состояние системы–это совокупность термодинамических параметров системы.

Параметры состояния связаны между собой (в явном или неявном виде) так называемым уравнением состояния. Например, для идеального газа уравнением состояния является уравнение Менделеева-Клапейрона, которое для 1 моль газа имеет вид: pV = RT,

Различают: экстенсивные и интенсивные свойства

1. Экстенсивные свойства, зависят от массы системы (V, m, U, H и т. д.) и обладают аддитивностью: свойство системы равно сумме свойств ее частей.

2. Интенсивные свойства, не зависят от массы системы (T, p, m, r и т. д.). Эти свойства не суммируются, а выравниваются.

Важными в термодинамике являются понятия функции состояния и функции процесса.

Функция состояния – это такое термодинамическое свойство системы, величина которого целиком определяется данным состоянием системы, а ее изменение в каком-либо процессе (т.е. при переходе системы из одного состояния в другое) не зависит от пути перехода, а определяется только конечным и начальным состоянием.

Примеры функций состояния: внутренняя энергия U, энтальпия Н = U + pV, энтропия S, энергия Гельмгольца F= U - TS, энергия Гиббса G = H - TS.

Функция состояния Z обладает следующими свойствами:

1. Пусть Z = Z(х,у), тогда dZ – бесконечно малое изменение функции Z – является полным дифференциалом, что можно записать математически:

2. . Т.е. определенный интеграл от полного дифференциала dZ не зависит от пути интегрирования.

3. . Интеграл по замкнутому контуру от dZ равен нулю.

Функции процесса (F) зависят от пути перехода из одного состояния в другое. Они не имеют полного дифференциала. Их бесконечно малую величину (количество) обозначают dF, причем

и .

Функциями процесса являются например работа (А) и теплота (Q).

Термодинамический процесс–это изменение состояния системы, сопровождающееся изменением хотя бы одного из параметров состояния (свойств системы).

Изменение состояния системы может происходить при различных условиях, поэтому различают:

1) Равновесные и неравновесные процессы.

Равновесные процессы- это процессы, проходящие через непрерывный ряд равновесных состояний.

Равновесное состояние системы – состояние, не изменяющееся во времени и не требующее для своего поддержания воздействия каких-либо внешних факторов.

Неравновесные процессы — это процессы, после протекания которых систему нельзя вернуть в исходное состояние без того, чтобы в ней не осталось каких-либо изменений..

2). Обратимые и необратимые процессы.

Обратимые процессы –это процессы при протекании которых система возвращается в исходное состояние без того, чтобы в окружающей среде остались какие-либо изменения. В противном случае процессы будут необратимыми.

В дальнейшем часто можно считать понятия обратимого и равновесного процесса совпадающими

3). Самопроизвольные и несамопроизвольные процессы.

Самопроизвольные – процессы, происходящие сами собой не требующие затраты энергии извне и приближающие систему к равновесию.

Несамопроизвольные – процессы, требующие затраты энергии извне.

Отметим некоторые частные виды процессов, с которыми в дальнейшем придётся иметь дело:

а) изотермический (T = const);

б) изобарный (p = const);

в) изохорный (V = const);

г) адиабатический (нет обмена теплотой между системой и окружающей средой);

д) изобарно-изотермический (p = const, T = const);

е) изохорно-изотермический (V = const, T = const).

Химическая реакция – это разновидность процесса, при котором наблюдается изменение химического состава системы.

Рассмотрим ещё некоторые понятия.

Энергия – мера способности системы совершать работу.

Внутренней энергией системы называется сумма всех видов энергии, за исключением кинетической энергии системы в целом и ее потенциальной энергии положения.

Полная энергия системы равна сумме ее внутренней энергии, кинетической и потенциальной энергии системы как целого.

За энергию системы в термодинамике принимается ее внутренняя энергия. Внутренняя энергия обозначается символом U. Внутренняя энергия является. экстенсивным свойством системы. Можно определить только изменение внутренней энергии в результате того или иного процесса (DU).В равновесном состоянии система обладает определённым запасом энергии, поэтому внутренняя энергия является функцией состояния.

Работа и теплота – две возможные формы передачи энергии от одной системы к другой.

В случае работы энергия передается путем согласованного, упорядоченного, движения частиц.

Работа обозначается символом A, при этом работа положительна (А > 0), если она совершается системой против внешних сил, и отрицательна (А < 0), если она выполняется над системой

В случае теплоты – энергия передается путем хаотического движения частиц тела.

Теплота обозначается символом Q, при этом она положительна (Q > 0), если теплота поступает в систему (такой процесс называется эндотермическим), и отрицательна (Q< 0), если теплота отводится из системы (такой процесс называется экзотермическим).

В равновесном состоянии система не обладает ни запасом теплоты, ни запасом работы, поэтому Q и A являются функциями процесса. Передача теплоты или совершение работы осуществляются лишь при взаимодействии системы с внешней средой или другой системой.

8. При протекании любых химических реакций происходит разрыв химических связей между атомами в молекулах одних веществ и образование химических связей между атомами в молекулах других веществ. Разрыв химических связей связан с затратами энергии, а образование новых химических связей приводит к выделению энергии. Суммы энергий всех разорванных и всех образованных связей не являются равными, поэтому все реакции проходят либо с выделением, либо с поглощением энергии. Энергия может выделяться или поглощаться в виде звуковых волн, света, работы расширения или сжатия и т.п. В большинстве случаев энергия химической реакции выделяется или поглощается в виде тепла. Выделение или поглощение теплоты при протекании химической реакции называют тепловым эффектом реакции и обозначают буквой Q. 

Реакции, при протекании которых теплота выделяется и передается окружающей среде, называютэкзотермическими, а те, при протекании которых теплота поглощается из окружающей среды, называют эндотермическими. Экзотермическим реакциям отвечает положительный тепловой эффект +Q, а эндотермическим – отрицательный тепловой эффект -Q .

Уравнения химических реакций, в которых приведен тепловой эффект реакции, называюттермохимическими. В термохимических уравнениях указывают агрегатное со­стояние веществ (кристаллическое, жидкое, газообразное и т. д.) и могут стоять дробные коэффициенты. Тепловой эффект реакции зависит от температуры и давления, поэтому, как правило, его приводят для стандартных условий, т. е. тем­пературы 298 К и давления 101,3 кПа.

Тепловой эффект химической реакции рассчитывают по термохимическому уравнению. Представленное ниже термохимическое уравнение реакции сгорания водорода в кислороде: H₂(г) + 1/2 O₂(г) = H₂О(ж) + 286 кДж показывает, что на 1 моль сгоревшего водорода или на 1 моль образовавшейся воды выделяется 286 кДж теплоты (Q = 286 кДж,  Δ Н= -286 кДж). Эта реакция является экзотермической и характеризуется значительным тепловым эффектом. Недаром водород считается эффективным топливом будущего.

При образовании любого соединения выделяется (поглощается) столько же энергии, сколько поглощается (выделяется) при его распаде на исходные вещества. Поэтому реакция разложения воды электрическим током требует затрат энергии и является эндотермической: H₂О(ж) = H₂(г) + 1/2 O₂(г)  – 286 кДж (ΔH₁ = + 286 кДж). Это является следствием закона сохранения энергии.

Этот закон гласит: тепловой эффект химической реакции зависит только от начального и конечного состояний веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.

Например, тепловой эффект реакции окисления углерода (графит) в оксид углерода (IV) не зависит от того, проводится ли это окисление в одну стадию (при непосредственном сжигании углерода) до углекислого газа:

С_(тв) + О_{2 (г)}    =   СО_{2 (г)} ,   ΔH₁         реакция 1,

или реакция протекает через промежуточную стадию образования оксида углерода (II):

С_(тв) + ½О_{2 (г)}    =   СО _(г) ,   ΔH₂        реакция 2

с последующим дожиганием угарного газа в углекислый газ:

СО _(г) + ½О_{2 (г)}    =   СО_{2 (г)} ,   ΔH₃     реакция 3.

При обоих способах проведения процесса система переходит из одного и того же начального состояния (графит) в одно и то же конечное состояние оксид углерода (IV). В соответствии с законом Гесса тепловой эффект реакции 1 равен сумме тепловых эффектов реакций 2 и 3:

ΔH₁= ΔH₂ + ΔH₃.

Используя закон Гесса можно вычислить тепловой эффект промежуточной стадии реакции, если известны общий тепловой эффект реакции и тепловые эффекты других ее промежуточных стадий.

Пример решения задачи на тепловой эффект. Реакция окисления глюкозы в организме может протекать так:

С₆Н₁₂О₆ (тв) + 6О₂ (г) = 6СО₂ (г) + 6Н₂О (ж) + 2803 кДж.