Общая химия: Параметры состояния системы.

Основы биоэнергетики. Первое начало термодинамики

Изолированная

Обмен веществом

Обмен энергией

отсутствует

Закрытая

отсутствует

Открытая

отсутствует

возможен

возможен

возможен

Характеристики системы

• Параметры состояния системы – физические величины, определяющие термодинамические свойства системы
• Интенсивные параметры – величины, значения которых не зависят от массы системы. К ним относятся: температура ( T ), давление ( p ), концентрация ( c ), плотность ( ρ ) и другие. В пределах одной фазы интенсивные параметры остаются постоянными или изменяются непрерывно, а при переходе через фазовую границу – скачкообразно. При взаимодействии двух и более систем значения их интенсивных параметров усредняются.
• Экстенсивные параметр ы – величины, значения которых зависят (пропорциональны) массе; к ним относятся: объем ( V ), количество вещества (ν), внутренняя энергия ( U ), энтальпия ( H ) и другие. Значения экстенсивных параметров системы равны сумме параметров всех частей системы. При взаимодействии систем их экстенсивные параметры суммируются. После отнесения к единице массы ( удельные величины ) или к единице количества вещества ( мольные величины ) экстенсивные параметры приобретают свойства интенсивных!

Характеристики системы

• Функции состояния – функции независимых параметров, изменения которых в ходе процесса не зависят от пути процесса, а определяются только начальным и конечным состоянием системы.
• Уравнения, связывающие функции состояния и независимые переменные, называются уравнениями состояния . Функциональные зависимости определяются на основе законов (начал) термодинамики.

уравнение состояния

состояния системы

Равновесное состояние системы предполагает постоянство ее параметров во времени. Такое постоянство может достигаться по-разному:

• при отсутствии потоков вещества и энергии через систему. Такое состояние не предполагает внесения в систему других веществ или изменение ее энергии и называется состоянием термодинамического равновесия.
• Равновесное состояние, при котором имеются потоки вещества и энергии, называется стационарным состоянием .
• Равновесное состояние, достигаемое при равенстве скоростей противоположно направленных химических процессов называется состоянием химического равновесия.

Термодинамические процессы

• Переход системы из одного состояния в другое называется процессом
• классификация процессов:
• по постоянству независимых параметров на изотермические (идут при постоянной температуре T = const ), изобарные (при постоянном давлении p = const ) изохорные (при постоянном объеме V = const ), адиабатические , протекающие без теплообмена с окружающей средой ( Q = const ).

Термодинамические процессы

• по энергозатратам – на самопроизвольные и несамопроизвольные.
• Самопроизвольные процессы – это процессы, не требующие воздействий на систему, связанных с передачей ей энергии в форме работы;
• Несамопроизвольные процессы – это процессы, происходящие только при условии подвода к системе энергии извне.

Внутренняя энергия

• внутренняя энергия ( U ), представляет собой сумму всех видов энергий составных частей системы, таких как кинетическая энергия хаотического движения частиц, межмолекулярная, внутриатомная и внутриядерная энергии, энергия связей, гравитационная энергия и т.д. Количество внутренней энергии зависит от состава, состояния системы.

Теплота и работа

• Это формы передачи энергии.
• Теплота – неупорядоченная передача энергии в результате контакта движущихся микрочастиц.
• Работа – упорядоченная передача энергии, связанная с преодолением внешнего сопротивления

Теплота и работа

• В качестве форм передачи энергии теплота и работа могут условно считаться как положительными, так и отрицательными 

первое начало термодинамики

В любом процессе сумма теплоты и работы равна изменению запаса энергии системы .

 U = Q – W ,

энтальпия

Q V = Q p + p ·  V

где Q V и Q p – теплота изохорного и изобарного процессов

 Q p =  Q V + p·  V =  U + p·  V =  H энтальпия это функция состояния системы, изменение которой равно теплоте необратимого изобарно-изотермического процесса .

H = U + p·V

Изменение энтальпии:

 H =  U + p·  V

энтальпия

Тепловой эффект реакции при условии p = const называется энтальпией реакции (обозначение Δ r H ). В термодинамической системе знаков тепловой эффект считается отрицательным (Δ r H 0) – при ее поглощении.

Стандартные условия

• Стандартные условия – давление 101325 Па, если вещества находятся в чистом кристаллическом состоянии, или по 101325 Па для каждого компонента газовой смеси и по 1 моль/л каждого компонента в растворе. Все справочные данные также относятся к стандартной температуре 298,15 К. Стандартные условия обозначаются верхним индексом "°" при символе термодинамической характеристики, например, Δ H ° 298 .

• Стандартная энтальпия образования вещества (Δ f H ° ) – теплота (при p = const ), выделяющаяся или поглощающаяся при образовании 1 моль данного вещества из простых веществ, находящихся в стандартном состоянии.
• 6 C (графит) + 6 H 2 (г) + 3 O 2 (г) → C 6 H 12 O 6 (тв) Δ f H °

• Стандартная энтальпия сгорания вещества Δ с H ° - теплота (при p = const ), которая выделяется в реакции сгорания 1 моль данного вещества в избытке кислорода. Необходимо учитывать, что конечными продуктами горения органических соединений являются газы: CO 2 , H 2 O , SO 2 , N 2 , HHal (галогеноводороды).

термохимия

• Раздел химической термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических реакций, теплоемкости веществ и теплоты фазовых переходов, а также их зависимости от различных физико-химических параметров, называется термохимия.

Закон Гесса

изменение энтальпии в ходе реакции при постоянстве температуры и давления зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути превращения

Закон Гесса

Следствия закона Гесса

• энтальпия реакции равна разности сумм энтальпий образования продуктов реакции и энтальпий образования исходных веществ:

Следствия закона Гесса

• энтальпия разложения химического соединения равна, но противоположна по знаку, энтальпии его образования из тех же продуктов разложения, находящихся в том же состоянии и при тех же условиях, т.е.

Δ r H (прямой реакции) = Δ r H ° (обратной реакции)

• Следовательно

• Пример. Рассчитайте стандартную теплоту реакции

2 H 2 S (г) + 6 NO (г) = 2 H 2 O (ж) + 2 SO 2 (г) + 3 N 2 (г).

• (записываем под формулами веществ значения  f H  из таблицы)
•  f H  , кДж/моль
•  20,5 -90  286  297 0
•   Вычислим  r H  :
•  r H  = [2(  286) + 2(  297)]  [2(  20,5) + 6  90] =  1665 кДж/моль.