Виды энергии: теплота, свет, электрическая, химическая, ядерная энергия и др.
Типы энергии: кинетическая и потенциальная.
Кинетическая энергия – энергия движущегося тела, это работа, которую может совершить тело до достижения им покоя.
Теплота (Q) – вид кинетической энергии – связана с движением атомов и молекул. При сообщении телу массой (m) и удельной теплоемкостью (с) теплоты ?Q его температура повышается на величину ?t: ?Q = m • с • ?t, откуда ?t = ?Q/(c • т).
Потенциальная энергия – энергия, приобретенная телом в результате изменения им или его составными частями положения в пространстве. Энергия химических связей – вид потенциальной энергии.
Первый закон термодинамики: энергия может переходить из одного вида в другой, но не может исчезать или возникать.
Внутренняя энергия (U) – сумма кинетической и потенциальной энергий частиц, составляющих тело. Поглощаемая в реакции теплота равна разности внутренней энергии продуктов реакции и реагентов (Q = ?U = U
– U
), при условии, что система не совершила работы над окружающей средой. Если реакция идет при постоянном давлении, то выделяющиеся газы совершают работу против сил внешнего давления, и поглощаемая в ходе реакции теплота равна сумме изменений внутренней энергии ?U и работы А = р • ?V. Эту поглощаемую при постоянном давлении теплоту называют изменением энтальпии: ?Н = ?U + р • ?V, определяя энтальпию как Н = U + pV. Реакции жидких и твердых веществ протекают без существенного изменения объема (?V = 0), так что для этих реакций ?Н близка к ?U (?Н = ?U). Для реакций с изменением объема имеем ?Н > ?U, если идет расширение, и ?Н < ?U, если идет сжатие.
Изменение энтальпии обычно относят для стандартного состояния вещества: т. е. для чистого вещества в определенном (твердом, жидком или газообразном) состоянии, при давлении 1 атм = 101 325 Па, температуре 298 К и концентрации веществ 1 моль/л.
Стандартная энтальпия образования ?Н
– теплота, выделяемая или поглощаемая при образовании 1 моль вещества из простых веществ, его составляющих, при стандартных условиях. Так, например, ?Н
(NaCl) = -411 кДж/моль. Это означает, что в реакции Na(тв) + ?Cl
(г) = NaCl(тв) при образовании 1 моль NaCl выделяется 411 кДж энергии.
Стандартная энтальпия реакции ?Н – изменение энтальпии в ходе химической реакции, определяется по формуле: ?Н = ?Н
(продуктов) – ?Н
(реагентов).
Так для реакции NH
(г) + HCl(г) = NH
Cl(тв), зная ?H
(NH
)=-46 кДж/моль, ?H
(HCl) = -92 кДж/моль и ?H
(NH
Cl) = -315 кДж/моль имеем:
?H = ?H
(NH
Cl) – ?H
(NH
) – ?H
(HCl) = -315 – (-46) – (-92) = -177 кДж.
Если ?Н < 0, то реакция экзотермическая. Если ?Н > 0, то реакция эндотермическая.
Закон Гесса: стандартная энтальпия реакции зависит от стандартных энтальпий реагентов и продуктов и не зависит от пути протекания реакции.
Самопроизвольно идущие процессы могут быть не только экзотермическими, т. е. процессами с уменьшением энергии (?Н < 0), но могут быть и эндотермическими процессами, т. е. процессами с увеличением энергии (?Н > 0). Во всех этих процессах «беспорядок» системы увеличивается.
Энтропия S– физическая величина, характеризующая степень беспорядка системы. S – стандартная энтропия, ?S – изменение стандартной энтропии. Если ?S > 0, беспорядок растет, если AS < 0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов в которых растет число частиц, ?S > 0. Для процессов, в которых число частиц уменьшается, ?S < 0. Например, энтропия меняется в ходе реакций:
СаО(тв) + Н
O(ж) = Са(OH)
(тв), ?S < 0;
CaCO
(тв) = СаО(тв) + CO
(г), ?S > 0.
Самопроизвольно идут процессы с выделением энергии, т. е. для которых ?Н < 0, и с увеличением энтропии, т. е. для которых ?S > 0. Учет обоих факторов приводит к выражению для энергии Гиббса: G = Н – TS или ?G = ?Н – Т • ?S.
Вы ознакомились с фрагментом книги.
Для бесплатного чтения открыта только часть текста.
Приобретайте полный текст книги у нашего партнера:
