Хімія - наука про речовини та закономірності їх перетворень. Молекули речовин, що вступають в хімічну реакцію, руйнуються, тобто рвуться хімічні зв'язки між атомами. Спочатку скажемо кілька слів про речовини, які "не хочуть" вступати в хімічні реакції. Чим визначається стабільність, стійкість і здатність до існування того чи іншого речовини? Перш за все, це визначається міцністю зв'язків атомів в молекулі. Її можна оцінити по тій енергії, яку необхідно затратити, щоб змусити один моль речовини розпастися на атоми. Проблемою перетворення енергії при протіканні хімічних реакцій займається хімічна термодинаміка. Отже, почнемо з основних визначень.

Хімічна система - це індивідуальні речовини або суміші речовин, відокремлені від навколишнього середовища реальної або уявно поверхнею розділу. Взаємодія системи і навколишнього середовища розглядається тільки з точки зору обміну речовиною або енергією. Здавалося б можна було обмежитися або обміном речовини, або обмін енергією, так як за рівнянням Ейнштейна вони взаємопов'язані E = mc2. Так, якщо в результаті хімічної реакції виділяється енергія, то цьому сприяє і певна спад маси, але навіть для реакцій горіння ця спад становить 1 · 10-11 від маси прореагировавших речовин, що безпосередньо при проведенні реакцій виміряти не можна. Тому говорять окремо про обмін енергією і обміні речовиною. За цією ознакою системи підрозділяються:

на відкриті - обмінюються з середовищем і речовиною і енергією; ізольовані - не обмінюється із середовищем ні речовиною, ні енергією; закриті - обмінюються із середовищем тільки енергією.

Розрізняють дві форми обміну енергією системи і середовища: теплоту і роботу. Як модельної системи виберемо циліндр з поршнем, в якому знаходиться якась суміш газів. Якщо тепер цей циліндр з газом (нашу систему) почати нагрівати, то що поглинається системою теплота Q буде витрачатися на нагрівання газу (підвищення його внутрішньої енергії DU) і на переміщення поршня (вчинення роботи проти зовнішнього тиску A):

Q = DU + A. (4.2.1)

Це рівняння є математичним виразом Першого закону термодинаміки. Перепишемо рівняння (4.2.1) так:

Внутрішня енергія речовини включає в себе кінетичну енергію руху його молекул (поступальну і обертальну), енергію коливання ядер атомів, електронну та ядерну енергії і т.д., потенційну енергію взаємодії електронів і ядер, енергію міжмолекулярної взаємодії. Ясно, що на основі такого визначення внутрішньої енергії розрахувати її значення ні для одного речовини ми не можемо. DU обчислюють за останнім рівнянням

У термодинаміки процеси, які протікають при T = const, називаються ізотермічними, при p = const - ізобарно і при V = const - ізохорно. На малюнку зображено кілька точок, які характеризують можливі стану деякої закритої системи.

З точки 1 з параметрами p1, V1, T1 система переходить в стан з параметрами p2, V2, T2 (точка 2). Цей перехід може відбуватися: ізотермічні по кривій 1-2; по шляху 1-3-2 (спочатку по ізобарі до точки 3, а потім по Ізохор до точки 2); по шляху 1-4-2 (по Ізохор 1-4 і ізобарі 4-2) і по шляху 1-5-2 (при цьому змінюються всі три параметри p, V і T). У координатах pV площа під відповідними кривими дорівнює тій роботі, яку здійснює система над середовищем при переході зі стану 1 в стан 2. Ясно, що у всіх чотирьох випадках вона своя: найменша на шляху 1-4-2 і найбільша на шляху 1-3 -2. Теплота, яку при цьому переході віддає або приймає система, на кожному шляху буде своя. Найчудовішим при цьому є те, що QA не залежить від шляху процесу, тобто зміна внутрішньої енергії не залежить від шляху процесу. Таким чином, внутрішня енергія характеризує не процес, а систему. Такі функції називаються функціями стану.

У моделі системи у вигляді циліндра з поршнем при постійному зовнішньому тиску p роботу системи над середовищем можна представити у вигляді рівняння:

Тоді рівняння (4.2.1) приймає вид:

У термодинаміки вводять ще одну функцію стану:

H = U + pV, яку називають ентальпії (енергосодержаніе системи, яка більше внутрішньої енергії на величину тієї роботи, яку потрібно затратити, щоб система могла в навколишньому середовищі утворити свій обсяг V).

Теплота, що була отримана або віддана системою при постійному тиску Qp (на ділянці 1-3), дорівнює зміні ентальпії (DH).

Теплота, що була отримана або віддана системою при постійному обсязі (на ділянці 1-4), дорівнює зміні функції стану - внутрішньої енергії (DU).

Термохимия

В результаті хімічних реакцій молекули вихідних речовин руйнуються (тобто витрачається енергія на розрив зв'язків атомів в цих молекулах), а інші утворюються (тобто виділяється енергія при об'єднанні атомів в молекули). Сумарний тепловий ефект дуже важливий для характеристики хімічних реакцій. У загальному випадку кількість відданої або отриманої системою теплоти залежить від шляху процесу і лише в двох випадках її величина поводиться як функція стану: при V = const (Qv = DU), при p = const (Qp = DH).

Екзотермічні реакції - це такі реакції, які відбуваються з виділенням теплоти (Qv> 0 або Qp> 0).

Ендотермічна реакції - це такі реакції, які йдуть з поглинанням теплоти (Qv <0 або Qp <0).

Перш ніж перейти до конкретних реакцій зробимо невеликий відступ. Всього хімічних елементів приблизно 100. Атоми хімічних елементів, з'єднуючись, дають багато мільярдів різних молекул, тобто утворюють багато мільярдів різних речовин. У шкільному курсі хімії більш-менш докладно згадується про декілька сотень речовин, а можливе число реакцій між цими речовинами досягає мільйона. Тому дуже важливо ввести чисельну характеристику ентальпії (енергосодержанія) для кожного конкретного речовини. Як відомо, М. В. Ломоносов сформулював Закон збереження маси і енергії при будь-яких змінах "в натурі зустрічає", отже і при протіканні в системі хімічних реакцій. Закон збереження маси речовин використовується при будь-яких розрахунках за рівняннями хімічних реакцій. Точно так само і при термохімічних розрахунках використовується Закон збереження енергії. Тепловий ефект хімічної реакції при р = const дорівнює сумі ентальпій вихідних речовин, помножених на стехіометричні коефіцієнти, мінус сума ентальпій продуктів реакцій, помножених на свої стехіометричні коефіцієнти.

Більше 200 років хіміки різних країн працювали, щоб якомога точніше визначити атомні ваги хімічних елементів. Зате тепер будь-який школяр, знаючи формулу молекули, може легко розрахувати її молекулярну масу. Енергосодержаніе (ентальпія) майже кожного індивідуального хімічної речовини є експериментально визначається величиною. У світі є досить велика кількість термохімічних лабораторій, які займаються цією роботою. На сьогоднішній день для кількох десятків тисяч речовин ці дані отримані. У світовій літературі зараз використовуються два рівня відліку ентальпії. У першому приймається, що енергосодержаніе атомів всіх хімічних елементів в стані ідеального газу (при температурі T = 0 K) дорівнює нулю. У другому - ентальпія утворення простих речовин при стандартних умовах (T = 273.15 K, p = 1 атм.) Вважається тотожне рівний нулю. Ми будемо використовувати другий рівень відліку для ентальпії.

Нехай в циліндрі з поршнем проведена реакція спалювання водню в кисні (підірвали гримучу суміш):

2 H2 (г) + O2 (г) = 2 H2O (ж) + Qp

В термостаті виміряли кількість виділилася теплоти Qp. Згідно із законом збереження енергії:

Ентальпію освіти будь-якого речовини можна обчислити, якщо відомий тепловий ефект хоча б однієї реакції за участю цієї речовини і відомі ентальпії освіти всіх інших речовин, що беруть участь в цій реакції.

Ентальпії утворення деяких речовин при стандартних умовах наведені в таблиці

Якщо реакція освіти даної речовини з простих речовин протікає з виділенням тепла (Qp> 0), то D Ho цієї речовини буде мати знак "-". З таблиці видно, що ентальпія утворення простих речовин дорівнює нулю. У складних речовин D Ho може бути з будь-яким знаком. У екзотермічних речовин (речовин, які утворюються з простих речовин з виділенням тепла) D Ho має знак "-", а у ендотермічних речовин має знак "+".

На основі даних таблиці можна розрахувати зміна ентальпії будь-якої хімічної реакції, якщо всі речовини, які беруть участь в реакції. увійшли в банк даних (тобто якщо для всіх речовин відомі їхні стандартні ентальпії освіти):

де перше слагаемое- ентальпії утворення вихідних речовин; другий слагаемое- ентальпії утворення продуктів реакції.

закон Гесса

Якщо з даних вихідних речовин (наприклад сірки і кисню) можна отримати продукти реакції (оксид сірки VI) різними шляхами:

S (ромб) + 1.5 O2 (г) = SO3 (г) + Q1,

S (ромб) + O2 (г) = SO2 (г) + Q2,

SO2 (г) + 0.5 O2 (г) = SO3 (г) + Q3,

то сумарний тепловий ефект реакції не залежить від шляху процесу, а залежить тільки від стану вихідних і кінцевих продуктів реакції (тобто Q1 = Q2 + Q3). Цей Закон був сформульований Г.І.Гессом в 1841 р ще до відкриття Першого закону термодинаміки. Зараз його можна уточнити, сказавши, що він застосуємо лише при p = const або V = const, і розглядати як один з наслідків Першого закону термодинаміки.

інші статті:

1. Агрегатні стан речовини
2. Будова атома - розвиток моделей
3. Квантова механіка і будова атома водню
4. Електронні конфігурації атомів і періодичний закон
5. Ядра атомів. Радіоактивність і ізотопи
6. Будова молекул. Типи хімічного зв'язку
7. Квантова механіка молекул і теорія хімічного зв'язку. Метод молекулярних орбіталей. Теорія спін-валентності
8. Окислювально-відновні реакції
9. Хімічна термодинаміка
10. Хімічна кінетика і каталіз
11. Хімічна рівновага. Оборотні та необоротні реакції
12. Електрохімія. Властивості електролітів. електроліз