Энергетика и направленность химических процессов (элементы химической термодинамики)

Эти вопросы входят в круг задач науки химической термодинамики, которая изучает взаимные превращения различных видов энергии в зависимости от условий протекания процесса, устанавливает количественные законы этих переходов, а также направление и пределы самопроизвольного протекания химических реакций при заданных условиях.

Основные понятия и определения

Объект изучения в термодинамике – система. Под системой понимается тело или группа тел, состоящих из большого числа частиц и мысленно (или фактически) обособленных от окружающей среды. Различают гомогенные системы, они состоят из одной фазы; и гетерогенные, они состоят из двух или нескольких фаз.

Фаза – часть термодинамической системы, однородная во всех точках по составу и свойствам и отделенная от других частей системы поверхностью раздела.

Кроме того, системы делят на:

· открытые – те, которые обмениваются с окружающей средой и веществом и энергией;

· закрытые – те, которые обмениваются с окружающей средой энергией;

· изолированные – те, которые не обмениваются с окружающей средой ни веществом, ни энергией.

Переход системы из одного состояния в другое называется процессом.

Химическая система – частный случай термодинамической системы. Она может быть однофазной(гомогенной) или многофазной(гетерогенной). Пример: истинный раствор любой соли (NaCl, CuSO₄) – гомогенная система; насыщенный раствор любой соли с кристаллами (NaCl, CuSO₄) – гетерогенная система.

Для полного описания системы достаточно знать некоторое минимальное количество термодинамических свойств. Это параметры состояния системы: t, P, V, концентрация. Они связаны между собойфункцией состояния. В общем случае функцию состояния можно записать: f(t, P, V, n₁, …, n_i) = 0. Частный случай функции состояния: PV = nRT – уравнение состояния n молей идеального газа.

Функцией состояния называется параметрическое изменение, которое зависит от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути процесса. В соответствии с определением изменение функции состояния не зависит от пути и способа перехода системы из одного состояния в другое и определяется разностью значений функций в этих состояниях, т.е.:

Δ f = f_кон. – f_нач. = f ₂ – f ₁.

К важнейшим функциям состояния, характеризующим химические системы, относятся:

- внутренняя энергия, U;

- энтальпия, Н;

- энтропия, S;

- свободная энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал), G;

- свободная энергия Гельмгольца (изохорно-изотермический потенциал), F.

Внутренняя энергия – общий запас энергии системы за вычетом кинетической энергии системы и потенциальной энергии ее положения. Она складывается из кинетической и потенциальной энергии молекул, атомов, атомных ядер и электронов, из энергии их взаимодействия между собой, энергии связей атомов, атомных ядер и электронов, из энергии их взаимодействия между собой и т.д. Обозначается: U, измеряется в кДж, кДж/моль.

Абсолютное значение внутренней энергии измерить невозможно, но можно измерить ее изменение (DU = U₂ – U₁) при переходе из одного состояния в другое. D U считается положительной (DU > 0), если при протекании какого-либо процесса внутренняя энергия возрастает, и отрицательной (DU < 0), если при протекании какого-либо процесса она уменьшается.

Известны две формы передачи энергии от одной системы к другой: упорядоченную форму передачи энергии называют работой (А ), а неупорядоченную – теплотой (Q).

Работа является мерой энергии, переданной от одного тела к другому за счет перемещения масс под действием каких-либо сил.

Теплота – мера энергии, переданная от одного тела к другому за счет разницы температур этих тел. Эта форма передачи энергии связана с хаотичным движением молекул соприкасающихся тел; при соударении молекулы более нагретого тела передают энергию молекулам менее нагретого тела. Переноса вещества при этом не происходит. И теплота, и работа измеряются в кДж.

В химической термодинамике считают положительными теплоту, подводимую к системе, и работу, которую система совершает против внешних сил. Внутреннюю энергию системы можно изменить: 1) совершив какую-либо работу над системой; 2) сообщив системе какое-то количество теплоты.

Внутренняя энергия является функцией состояния системы: ее изменение не зависит от пути и способа перехода системы из одного состояния в другое и определяется начальным и конечным состоянием, т.е.

DU = U₂ – U₁. (1)

Теплота (Q) и работа (А) функциями состояния системы не являются, т.е. количество поглощенной (или выделенной) в процессе теплоты и совершенной работы зависит от пути проведения процесса.