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 ${Q = \Delta U + W}$.
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 ${\rho = const}$
${W = \rho (V_1 - V_1) = \rho \Delta V}$
${Q_p = \Delta U + \rho V = (U_2 - U_1) + \rho(V_2 - V_1)}$
${Q_p = (U_2 + \rho V_2) - (U_1 + \rho V_1)}$
Изохорный процесс ${V = const}$
${Q_V = U_2 - U_1 = \Delta U}$
Стандартная энтальпия образования вещества (${{\Delta H^{\circ}}_{обр} =-Q}$) - 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.
${Q = \sum \limits_{i} = n_i Q_i - \sum \limits_{j} n_j Q_j}$
