3. Общие закономерности химических процессов

3.1. Энергетика химических процессов

При протекании химических реакций изменяется энергетическое состояние системы, в которой идет эта реакция. Состояние системы характеризуется термодинамическими параметрами: давлением р, температурой Т, концентрацией с и др. В термодинамике свойства системы рассматриваются при ее равновесном состоянии. Термодинамическое состояние системы называют равновесным в том случае, когда термодинамические параметры одинаковы во всех точках системы и не изменяются самопроизвольно (без затраты работы) во времени. Термодинамика изучает переходы системы из одного состояния в другое при равновесии с окружающей средой. При этом могут изменяться все параметры системы либо некоторые параметры остаются без изменения. Если процесс перехода системы происходит при постоянстве некоторых ее параметров, то они называются изобарическими – (р = const); изохорическими – (V = const); изотермическими – (Т = const); изобарно-изотермическими (р = const, Т = const).

Термодинамика изучает возможность или невозможность самопроизвольного перехода системы из одного состояния в другое и энергетические эффекты переходов. Термодинамические свойства системы можно выразить с помощью нескольких функций состояния системы, называемых характеристическими функциями: внутренней энергии U, энтальпии Н, энтропии S, энергии Гиббса G и энергии Гельмгольца. К особенностям характеристических функций относятся их независимость от способа (пути) достижения данного состояния системы, а также зависимость их от величин количества или массы вещества.

При проведении химической реакции изменяется внутренняя энергия системы U. Внутренняя энергия включает в себя все виды энергии системы (энергию движения молекул, атомов, ядер и других частиц и др.), кроме кинетической энергии движения системы и потенциальной энергии ее положения. Внутренняя энергия зависит от состояния системы, но ее нельзя измерить. Она представляет собой способность системы к совершению работы или передаче тепла. Однако можно определить ее изменение при переходе из одного состояния в другое U =U₂-U₁, где U₂ и U₁ - соответственно внутренняя энергия системы в конечном и начальном состояниях.

Количественное соотношение между изменением внутренней энергии, теплотой и работой устанавливает первый закон термодинамики:

Q = U + W. (3.1)

Работу W можно разделить на два слагаемых: работу расширения рV (р = const) и другие виды работ W¹:

W = W¹ + рV ,

где р – внешнее давление;

V – изменение объема, V =V₂ – V₁;

V₂ – объем продуктов реакции;

V₁ – объем исходных веществ.

Если на систему не действуют никакие другие силы, кроме постоянного давления, то W¹ = 0. В этом случае уравнение (3.1) запишется как

Q_р = U+ рV.

Подставив U =U₂-U₁, получим

Q_р = (U₂- рV₂) - (U₁- рV₁). (3.2)

Характеристическая функция U - рV = Н называется энтальпией системы.

Подставив значение U в (3.2) , получим

Q_р = H₂ – H₁ = H. (3.3)

Как видно из уравнения (3.3), в случае изобарического процесса (р = const) теплота, подведенная к системе, равна изменению энтальпии системы.

Если в результате реакции теплота выделяется (H < 0), то реакция называется экзотермической. Реакция, протекающая с поглощением теплоты (H > 0), называется эндотермической.

Тепловой эффект образования I моль вещества из простых веществ, устойчивых при 298 К и давлении 100 кПа, называют энтальпией (теплотой) образования вещества В - H_fB. Тепловые эффекты реакций образования веществ в стандартных условиях называют стандартными энтальпиями образования H_fB^.