ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ
Науку о взаимных превращениях различных видов энергии называют термодинамикой.
При химических реакциях происходят глубокие качественные и количественные изменения в системах: рвутся связи в исходных веществах, возникают новые связи в конечных продуктах. Эти изменения сопровождаются поглощением или выделением энергии. В большинстве случаев этой энергией является теплота.
Раздел термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических реакций, называют термохимией. Реакции, которые сопровождаются выделением теплоты, называют экзотермическими, а поглощением теплоты - эндотермическими.
С помощью энергетики химических процессов решают многие научные и технологические задачи, например, определения:
- условий протекания реакций;
- энергий кристаллических решёток;
- теплот и температур сгорания;
- теплотворной способности веществ;
- термической устойчивости веществ
- и др.
При любом процессе соблюдается закон сохранения. Согласно первому закону химической термодинамики теплота Q, поглощённая системой, идет на изменения ее внутренней энергии ΔU и на совершение работы A:
Q = ΔU + A
Внутренняя энергия системыU – это общий ее запас, включающий энергию поступательного и вращательного движения молекул, энергию внутримолекулярных колебанийатомов и атомных групп, энергию движения электронов, внутриядерную энергию и т.д. Внутренняя энергия – полная энергия системы без потенциальной энергии, обусловленной положением системы в пространстве, и без кинетической энергии системы как целого. Абсолютное значение внутренней энергии U веществ не известно, так как нельзя привести систему в состояние, лишенное энергии. Внутренняя энергия, как и любой вид энергии, является функцией состояния, то есть ее изменение определяется начальным и конечным состояниями системы:
ΔU = U2 – U1
А – работа против внешнего давления, в первом приближении А = PΔV, где ΔV – изменение объема системы: ΔV = V2 – V1
Большинство химических реакций протекают в изобарно- изотермических условиях: Р = Const и T = Const, поэтому:
QP,T = ΔU + PΔV; QP,T = (U2 – U1) + p (V2 – V1),
QP,T = (U2 + pV2) – (U1 + pV1), где U + pV обозначим через Н
Величину Н называют энтальпией. Таким образом, теплота QP,T при Р = const и
Т = const приобретает свойство функции состояния: ее изменение не зависит от пути, по которому протекает процесс. Отсюда QP,T реакции в изобарно-изотермическом процессеравна изменению энтальпии системы ΔН (если единственным видом работы является работа расширения):
Qp,Т = -ΔН
Энтальпия, как и внутренняя энергия, является функцией состояния: ее изменение ΔН определяется только начальным и конечным состояниями системы и не зависит от пути перехода.
Теплота химического процесса в изобарно-изотермических условиях называется тепловым эффектам химической реакции.
Термохимические расчеты основаны на законе Г.И. Гесса (1840 г.): тепловой эффект реакции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода.
Часто в термохимических расчетах применяют следствие закона Г.И. Гесса: тепловой эффект реакции (ΔНх.р.) равен сумме теплот образования ΔНобр. продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции:
ΔНх.р. = Σ ΔНпрод. - Σ ΔНисх в-в.
Примеры решения задач
Пример 1.Реакция горения жидкого этилового спирта выражается термохимическим уравнением:
C2H5OH(ж) + O2(г) = 2CO2(г) + 3H2O(ж); ΔH = ?
Вычислите тепловой эффект реакции, если известно, что мольная теплота парообразования C2H5OH(ж) равна +42,36 кДж, а теплоты образования C2H5OH(г), CO2(г) и H2O(ж) соответственно равны, кДж/моль: -235,31; -393,51 и -285,84.
Решение.Для определения ΔH реакции необходимо знать теплоту образования C2H5OH(ж), находим ее из данных:
C2H5OH(ж) D C2H5OH(г); ΔH = +42,36 кДж
Из фазового перехода определим теплоту образования жидкого C2H5OH (ж):
+42,36 = -235,31 – ΔH C2H5OH(ж);
ΔH C2H5OH(ж) = -235,31 – 42,36 = -277,67 кДж
Вычислим ΔH реакции, применяя следствие из закона Г.И. Гесса:
ΔHoх.р = 2 ΔHoCO2(г) + 3 ΔH oH2O(ж) – ΔHo C2H5OH(ж)
ΔHoх.р. = 2(-393,51) + 3(-285,84) -( -277,67) = -1366,87 кДж.
Вывод: реакция горения жидкого этилового спирта протекает с выделением большого количества тепла -1366,87 кДж.
ХИМИЧЕСКОЕ СРОДСТВО