Стан системи аналітично можна представити рівнянням стану
Система і зовнішнє середовище. Параметри і функції стану
До вивчення хімічних процесів слід підходити через ряд послідовних наближень. На першому етапі доцільно розглянути тільки вихідний і кінцевий стани взаємодіючих тіл, не враховуючи шлях, яким діються перетворення та їх розвиток протягом часу. Для цього треба використати термодинамічний підхід. Розглянемо основні поняття.
Термодинаміка – наука про взаємні перетворення різних форм енергії. Вона вивчає перетворення енергії у формі роботи і у формі теплоти як в системі, так і між системою та зовнішнім середовищем, встановлює закони цих перетворень, а також напрямок самодовільного перебігу різноманітних процесів за даних умов. Розділ термодинаміки, який вивчає теплові ефекти хімічних реакцій, називається термохімією.
В термодинаміці використовується поняття системи. Система - сукупність тіл, яка для теоретичного або експериментального вивчення умовно або реально відокремлена від оточуючого простору. Ізольованою системою називається система, яка не обмінюється з оточуючим простором енергією та масою. Закритою називається система, яка обмінюється енергією. Відкритою називається система, яка обмінюється з оточуючим середовищем масою і енергією.
Фаза – це сукупність усіх однорідних частин системи з однаковим хімічним складом та фізичними властивостями, які виділені від інших частин фізичними межами. Систему, яка складається з кількох фаз, називають гетерогенною, з одної – гомогенною. Реакції у однорідній системі розвиваються у всьому об’ємі і звуться гомогенними. Реакції, які розвиваються на межі поділу фаз, називають гетерогенними.
Стан системи визначає сукупність її властивостей і характеризуються термодинамічними параметрами – температурою, тиском, об’ємом (T , P , V). Зміна принаймні одного з параметрів тягне зміну стану системи. Параметри, які не залежать від маси, називають інтенсивними (Р,Т), що залежать від маси – екстенсивними (V).
Стан системи аналітично можна представити рівнянням стану
j(Р, V , Т) = 0.
яке зв’язує параметри системи. Конкретний вид рівняння стану відомий для обмеженого числа найбільш простих об’єктів. Наприклад, рівняння стану ідеального газу є математичним виразом закону Клапейрона - Менделєєва.
Найчастіше рівняння стану для конкретних систем залишається невідомим, тому стан системи і енергетичні зміни, які в ній відбуваються, характеризуються термодинамічними функціями, які визначаються параметрами P,V і T. Значення цих функцій не залежать від способу переходу системи у даний стан.
Внутрішня енергія. Ентальпія. Перший закон термодинаміки.
Внутрішня енергія (U) – це повна енергія системи (за винятком потенціальної і кінетичної енергій системи в цілому), яка складається з енергії руху молекул, енергії міжмолекулярного зв’язку, енергії руху атомів у молекулах, тощо. Внутрішня енергія системи залежить від її фізичного стану і не залежить від способу переходу до цього стану. Ця функція є екстенсивною властивістю, тобто залежить від кількості речовини. Повну внутрішню енергію речовини визначити неможливо, але можливо знайти її зміну при різних процесах. Так, зміна внутрішньої енергії у процесі стан 1 ® стан 2 дорівнює
D U = U1 – U2,
Зміну внутрішньої енергії системи під зовнішнім впливом виражає перший закон термодинаміки, який в даному разі виражає закон збереження енергії. В залежності від типу системи він має різні формулювання.
Для ізольованої системи: загальний запас внутрішньої енергії системи залишається сталим (DU = 0); для закритої системи: внесена при сталій температурі теплота Q витрачається на прирощення внутрішньої енергії і виконання роботи А проти зовнішніх сил: Q = U + A.
Хімічні реакції проводять при сталому тиску (у відкритій колбі), або при сталому об’ємі (у закритій колбі), а також при сталій температурі. Процеси при сталому тиску називаються ізобарними, при сталому об¢ємі - ізохорними.
Під час ізобарного процесу робота у хімічних процесах здійснюється розширеним газом, тому А = РDV, де DV = (V2 - V1) – зміна об’єму системи, тобто
Q = DU + РDV.
Величина U + РV називається ентальпією системи, а DU + РDV - зміною ентальпії системи. Ентальпія – функція стану що еквівалентна внутрішній енергії для процесів, які відбуваються при сталому тиску. Теплові ефекти ізобарних процесів дорівнюють зміні ентальпії системи:
QP = DH.
Використовуючи перший закон термодинаміки, можна показати, що теплові ефекти реакцій, які відбувається при сталому об’ємі, дорівнюють зміні внутрішньої енергії системи, тобто
QV = DU .
Оскільки переважна більшість хімічних реакцій відбувається при сталому тиску, то для характеристики енергетичних ефектів застосовують зміну ентальпії D Н.
Закон Гесса. Стандартна теплота реакції.
Стандартні теплоти утворення і згоряння.
Більшість хімічних перетворень супроводжується виділенням або поглинанням теплоти. Реакції, які супроводжуються виділенням теплоти, називаються екзотермічними, а реакції, які супроводжуються поглинанням теплоти - ендотермічними.