Энергетика химических реакций: основные понятия
Энергия системы (E) отображает взаимодействие и движение в материальном мире. При этом система представляет собой тело или группу тел, которые отделены поверхностью раздела от окружающей среды.
Внутренняя энергия (U) отображает общий энергетический запас всех компонентов системы. Включает в себя кинетическую и потенциальную энергии.
Выделяют две формы передачи энергии от одной системы к другой:
- упорядоченная форма – работа;
- неупорядоченная форма – теплота.
Допустим, что система переходит из одного состояния в другое в результате поглощения теплоты, то Q=ΔU+W.
Данное уравнение отражает закон сохранения энергии (первый закон термодинамики). То есть сообщенная/выделенная теплота равна сумме изменения внутренней энергии системы и совершенной работы.
Рассмотрим, чему равна теплота в изобарном и изохорном процессах:
Изобарный процесс ρ=const
W=ρ(V1−V1)=ρΔV
Qp=ΔU+ρV=(U2−U1)+ρ(V2−V1)
Qp=(U2+ρV2)−(U1+ρV1)
Изохорный процесс V=const
QV=U2−U1=ΔU
Стандартная энтальпия образования вещества (ΔH∘обр=−Q) - это энтальпия образования 1 моль данного вещества из простых веществ при стандартных условиях.
Закон Гесса
Тепловой эффект реакции при постоянном давлении/объеме зависит только от природы и состояния исходных веществ и продуктов, но не зависит от числа и характера промежуточных стадий.
Данный закон позволяет рассчитать теплоту химической реакции, которую нельзя измерить экспериментально.
Выделяют следствие из данного закона, которое звучит следующим образом:
Тепловой эффект равен разности суммы теплот образования продуктов реакции и суммы теплоты образования реагентов.
Q=∑i=niQi−∑jnjQj