A termodinamika törvényei - 3. előadás
A legtöbb kémiai termodinamika esetében három törvényt kell figyelembe venni.
Az 1931-es termikus egyensúly szigorú meghatározására azonban az Eng. R. Fauler
olyan törvényt fogalmazott meg, amelyet nullának neveznek [4]:
Két rendszer, a termikus egyensúlyban a harmadik rendszerrel,
termikus egyensúlyt alkotnak egymással.
A termodinamika első törvénye az energiamegőrzési törvény egyik formája.
Készítmények:
Az energiát nem hozták létre vagy semmisítették meg.
Az örök mobil (perpetuum mobile) az első fajta lehetetlen.
Minden elszigetelt rendszerben az energia teljes mennyisége állandó.
A kémiai reakció energiahatása tiszta lehet
termikus, a rendszer belső energiájának változásaival, például reakcióval
semlegesítés hígított oldatban:
H + + OH- = H20 + 57 kJ
Ebben az esetben azt írhatjuk le, hogy a teljes termikus hatás ΔQ állandó
a térfogat megegyezik a belső energia ΔU változásával.
Azonban, ha a vizes oldatok nátrium-karbonát és sósav
savas és gyorsan zárja le a csövet egy dugóval, majd egy idő után a rendszer
mechanikus munkát végez. "Tüzelés" a dugót. A hőmérséklet
oldatok a reakció után gyakorlatilag változatlanok. A munka akkor történik meg, amikor
a zárt próbatestben a megnövekedett nyomás egyenlő az atmoszférikus nyomással
deconfinement parafa. Így leírhatja a munkát kiterjesztésként
gáz. állandó nyomáson (izobár eljárás):
Általában a kémiai reakcióval végzett konstans munka
a nyomás, a belső energia és a bővítési munka változásából áll:
A nyitott edényekben végzett legtöbb kémiai reakció esetében célszerű
használja az állapotfunkciót, amelynek növekménye megegyezik a
3
rendszer az izobár folyamatban. Ezt a funkciót entalpiának nevezik (görögül.
"Entalpo" - hő) [7]:
Egy másik definíció: az entalpiák különbsége a rendszer két állapotában
az izobár folyamat termikus hatása.
A szabványos adatokat tartalmazó kiterjedt táblázatok vannak
ΔHo298 anyagok képződésének entalpiája. Az indexek azt jelentik, hogy a kémiai
a vegyületek azt mutatják, hogy az 1 mól mennyiségű vegyületek entalpiája egyszerű anyagokat tartalmaz
A legstabilabb módosítás (kivéve a fehér foszfort - nem a legstabilabb, hanem
a leginkább reprodukálható foszfor formájában) 1 atm (1,01325,105 Pa vagy 760 Hgmm) és
körülbelül
298,15 K (25 ° C). Ha megoldások ionjairól beszélünk, akkor a szabvány
koncentráció 1 M (1 mol / l).
Elvileg megpróbálhatjuk kiszámítani az enthalpusok abszolút értékeit
kémia (egy vegyület egy móljának egy végtelenül távoli termelésének hőhatása
atomok
körülbelül
. 0 K) vagy a fizika esetében (kezdve az elemi részecskékkel
körülbelül
0 K), de a valós számításokhoz a hagyományos tetszőleges referenciaszint elég
kényelmes.
Az entalpia jele a rendszer szempontjából "magától értetődő": a kiválasztás során
az entalpia változása negatív, amikor a hő elnyeli, a változás
az entalpia pozitív.
Standard entalpia változások a legfontosabb folyamatokban [8]:
A formáció entalpia. az entalpia változása, ha egy mol alakul ki
anyagok az elemek az ő standard állapotban.
A kommunikáció entalpiája. vagy a kötés disszociációja entalpiája: az entalpia változása a
megszakít egy mól kötést a gázfázisban.
A hidratáció entalpiája. vagy oldódás. az entalpia változása az oldódás után
egy mól anyagot a vízben a végtelen hígításig.
A kristályrács entalpiája. az entalpia a törés után megváltozik
kristályt alkot a részecskékre, és végtelen távolságra távolítja el őket
egy baráttól.
A porlasztás entalpiaja. az entalpia változása egy mól atom keletkezésével
Gázfázis egy szabványos körülmények között elhelyezkedő elemből.
Most térjünk vissza a szódaoldat reakciójához sósav oldattal:
Na2C03 + 2 HCI = 2 NaCl + H2O + CO2 ↑
Egy ilyen rekord esetében valószínűleg nem találjuk meg a szükséges táblázatos adatokat - van
a szilárd halmazállapotú sók és gázhidrogén-klorid ΔHo298 értékei és reakcióink
amikor a két megoldás lecsapódott. A helyes számítás elvégzéséhez,
meg kell határoznunk, mi reagál (karbonát-ion savval):
CO 2-
3 + 2 H + = H2O (g) + CO2 ↑
anyag
ΔHo298. kJ / mol
CO 2-
3 -677
H + 0
H20 (g) -286
CO2 -394
Hess törvénye szerint megkapjuk a reakciót