Реакции, которые идут с поглощением энергии, – эндотермические.
Реакции, которые идут с выделением энергии, – экзотермические.
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 ΔQ его температура повышается на величину Δt: ΔQ = m • с • Δt, откуда Δt = ΔQ/(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 = ΔU = U2 – U1), 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 ΔU и работы А = р • ΔV. Эту поглощаемую при постоянном давлении теплоту называют изменением энтальпии: ΔН = ΔU + р • ΔV, определяя энтальпию как Н = U + pV. Реакции жидких и твердых веществ протекают без существенного изменения объема (ΔV = 0), так что для этих реакций ΔН близка к ΔU (ΔН = ΔU). Для реакций с изменением объема имеем ΔН > ΔU, если идет расширение, и ΔН < ΔU, 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 ΔНобр – теплота, выделяемая или поглощаемая при образовании 1 моль вещества из простых веществ, его составляющих, при стандартных условиях. Так, например, ΔНобр(NaCl) = -411 кДж/моль. Это означает, что в реакции Na(тв) + ½Cl2(г) = NaCl(тв) при образовании 1 моль NaCl выделяется 411 кДж энергии.
Стандартная энтальпия реакции ΔН – изменение энтальпии в ходе химической реакции, определяется по формуле: ΔН = ΔНобр(продуктов) – ΔНобр(реагентов).
Так для реакции NH3(г) + HCl(г) = NH4Cl(тв), зная ΔHo6p(NH3)=-46 кДж/моль, ΔHo6p(HCl) = -92 кДж/моль и ΔHo6p(NH4Cl) = -315 кДж/моль имеем:
ΔH = ΔHo6p(NH4Cl) – ΔHo6p(NH3) – ΔHo6p(HCl) = -315 – (-46) – (-92) = -177 кДж.
Если ΔН < 0, то реакция экзотермическая. Если ΔН > 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 (ΔН < 0), но могут быть и эндотермическими процессами, т. е. процессами с увеличением энергии (ΔН > 0). Во всех этих процессах «беспорядок» системы увеличивается.
Энтропия S – физическая величина, характеризующая степень беспорядка системы. S – стандартная энтропия, ΔS – изменение стандартной энтропии. Если ΔS > 0, беспорядок растет, если AS < 0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов в которых растет число частиц, ΔS > 0. Для процессов, в которых число частиц уменьшается, ΔS < 0. Например, энтропия меняется в ходе реакций:
СаО(тв) + Н2O(ж) = Са(OH)2(тв), ΔS < 0;
CaCO3(тв) = СаО(тв) + CO2(г), ΔS > 0.
Самопроизвольно идут процессы с выделением энергии, т. е. для которых ΔН < 0, и с увеличением энтропии, т. е. для которых ΔS > 0. Учет обоих факторов приводит к выражению для энергии Гиббса: G = Н – TS или ΔG = ΔН – Т • ΔS. Реакции, в которых энергия Гиббса уменьшается, т. е. ΔG < 0, могут идти самопроизвольно. Реакции, в ходе которых энергия Гиббса увеличивается, т. е. ΔG > 0, самопроизвольно не идут. Условие ΔG = 0 значит, что между продуктами и реагентами установилось равновесие.