Уравнения химических реакций вместе с тепловыми эффектами называются термохимическими уравнениями и с ними можно оперировать как с алгебраическими уравнениями. Запомним, что если:
Qp выделяется,
Qp поглощается
3.4. Связь между Qp и QV
.
,
, если реагенты только жидкие или твердые вещества.
, где Дn - изменение числа молей газообразных участников реакции:
CO + H2O = CO2 + H2 Дn = 0 Qp = Qv
N2 + 3H2 = 2NH3 Дn = -2 Qp < Qv
Zn (тв) + H2SO4 (ж) = ZnSO4 (p-p) + H2 (газ) Дn = +1 Qp > Qv
Но для реакции в конденсированной системе:
CuSO4 + 5H2O (ж) = CuSO4 5H2O (кр)
,т.е. разница между QP и QV очень мала, ею можно пренебречь.
3.5. Теплота образования химических соединений.
Теплотой образования химического соединения называется тепловой эффект реакции образования одного моля данного соединения из соответствующих чисел молей простых веществ.
Стандартной теплотой образования называется теплота образования химического соединения из простых веществ, находящихся в стандартных условиях, причем продукты реакции также находятся в стандартных условиях. За стандартные условия приняты: температура 25 0С (298,15 К) и 1 атм (760 торр).
Замечания:
Стандартная теплота образования простого вещества равно нулю
Простое вещество имеет то агрегатное состояние, в котором оно находится в стандартных условиях.
С (графит)
С (алмаз) = 453,2 кал/г-ат
О2 (кислород) = 0 кал/моль
О3 (озон) = 34,0 ккал/моль
Исключение: для фосфора - белый фосфор
Теплоты образования химических соединений обычно вычисляются по экспериментальным теплотам соответствующих химических реакций, например, для I2O5 :
?
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
По закону Гесса:
Теплоты образования химических соединений приводятся в справочниках физико-химических величин и для вычисления теплового эффекта химических реакций необходимо из суммы теплот образования продуктов реакции вычесть сумму теплот образования исходных веществ:
Заметим, что в дальнейшем изложении мы введем еще ряд функций состояния и для них закон Гесса также справедлив.
3.6. Зависимость теплового эффекта химической реакции от температуры.
Если Hi мольная энтальпия химического соединения, то . Очевидно, что для некоторой химической реакции и .
Дифференцирование по температуре, разделение переменных и интегрирование в интервале от Т1 до Т2 дают (р = const):
и уравнение Кирхгоффа
Аналогично для ДU и Cv.
Глава 4. Второй закон.
4.1. Определение.
Каждая термодинамическая система обладает функцией состояния -энтропией. Энтропия процесса вычисляется следующим образом. Система переводится из начального состояния в соответствующее конечное состояние через последовательность состояний равновесия, вычисляются все подводимые при этом к системе порции тепла dQ, делятся каждая на соответствующую ей абсолютную температуру Т источника теплоты и все полученные таким образом значения суммируются: и .
При реальных (неидеальных) процессах энтропия замкнутой (изолированной) системы возрастает , т.е. .
Энтропия - способность к превращению (Клаузиус)
По I закону и для идеального газа
и .
, т.е. для идеального газа обладает свойствами полного дифференциала, т.е. S есть функция состояния.
Распространение на все системы и есть II закон
4.2. Другие формулировки
Тепло не может само по себе перейти от системы с меньшей температурой к системе с большей температурой (Клаузиус).
Невозможно получать работу, только охлаждая отдельное тело ниже температуры самой холодной части окружающей среды (Кельвин).
4.3. Обратимые и необратимые процессы.
Процесс называется равновесным, если в прямом и обратном направлении проходит через одни и те же состояния бесконечно близкие к равновесию. Работа равновесного процесса имеет максимальную величину по сравнению с неравновесными процессами и называется максимальной работой.
Если равновесный процесс протекает в прямом, а затем в обратном направлении так, что не только система, но и окружающая среда возвращается в исходное состояние и в результате процесса не остается никаких изменений во всех участвовавших в процессе телах, то процесс называется обратимым.
Обратимый процесс - такая же абстракция, что и идеальный газ.
Крайние случаи необратимых процессов: переход энергии от горячего тела к холодному в форме теплоты при конечной разнице температур, переход механической работы в теплоту при трении, расширение газа в пустоту, диффузия, взрывные процессы, растворение в ненасыщенном растворе.
Эти необратимые процессы идут самопроизвольно без воздействия извне и приближают систему к равновесию.
4.4. Изменение энтропии в различных процессах.
, причем знак = относится к обратимым процессам, а знак > к необратимым.
Если требуется вычислить энтропию необратимого процесса необходимо провести обратимый процесс между теми же самыми конечным и начальным состоянием (используем тот факт, что энтропия - функция состояния).
а) Изотермический процесс:
, Q - часто это скрытая теплота фазовых переходов.
б) Изменение температуры при :
, следовательно , т.к.
Энтропия необратимого процесса:
Теплота конденсации при 298 К равна - 10519 кал,
Ответ, очевидно, неверен, поскольку процесс необратимый. Проведем его обратимо:
(-9769 - теплота конденсации при 373 К)
Заметим, что действительно меньше, чем .
4.5. Закон Джоуля
- это полный дифференциал, следовательно .
Для идеального газа и ,
Для любых систем ,
Для газа Ван-дер-Ваальса и .
4.6. Постулат Планка. Абсолютная энтропия.
Зададимся вопросом, каково изменение энтропии некоего процесса, который протекает при температуре около абсолютного нуля. Например, имеем две кристаллические модификации металлического олова: низкотемпературную, б - Sn, и высокотемпературную - обычное белое олово, в - Sn. Они находятся в равновесии при 14 0С (287 К), теплота равновесного превращения 497 кал/моль, а энтропия его
т.е. изменение энтропии в пределах ошибок опыта равно нулю, а отсюда следует, что энтропии б - Sn и в - Sn одинаковы.
Страницы: 1, 2, 3, 4
