În majoritatea cursurilor de termodinamică chimică sunt luate în considerare trei legi.
Cu toate acestea, pentru o definiție strictă a echilibrului termic în 1931, Eng. R. Fauler
a formulat o lege numită zero [4]:
Două sisteme, în echilibru termic cu cel de-al treilea sistem,
constau în echilibru termic unul cu celălalt.
Prima lege a termodinamicii este una dintre formele legii conservării energiei.
Formulările sale sunt:
Energia nu este creată sau distrusă.
Perpetual mobile (perpetuum mobile) de primul tip este imposibil.
În orice sistem izolat, cantitatea totală de energie este constantă.
Efectul energetic al reacției chimice se poate manifesta ca fiind pur
termică, asociată cu schimbări în energia internă a sistemului, de exemplu reacția
neutralizare în soluție diluată:
H + + OH- = H20 + 57 kJ
În acest caz, putem scrie că întregul efect termic ΔQ la o constantă
volumul este egal cu schimbarea energiei interne ΔU.
Cu toate acestea, în cazul soluțiilor apoase de carbonat de sodiu și acid clorhidric
acid și închideți rapid tubul cu un dop, apoi după un timp sistemul
va efectua lucrări mecanice. "Arde" opritorul. Temperatura
soluții după ce reacția este practic neschimbată. Munca se face când
presiunea crescută într-o eprubetă închisă este egală cu presiunea atmosferică după
plută deconfinement. Astfel, puteți descrie lucrarea ca o lucrare de extensie
de gaz. perfectă la presiune constantă (proces izobaric):
În cazul general, munca efectuată de o reacție chimică la o constantă
presiune, constă într-o schimbare a energiei interne și a lucrărilor de expansiune:
Pentru cele mai multe reacții chimice efectuate în vase deschise, este convenabil
utilizați funcția de stare, a cărei creștere este egală cu căldura obținută prin
3
sistem în procesul izobar. Această funcție este numită entalpie (din limba greacă.
"Entalpo" - căldură) [7]:
O altă definiție: diferența de entalpii în două stări ale sistemului este
efectul termic al procesului izobaric.
Există tabele extinse care conțin date despre standard
entalpia formării substanțelor ΔH298. Indicii înseamnă că pentru substanțele chimice
compușii prezintă entalpia formării a 1 mol din ele din substanțele simple luate
Modificarea cea mai stabilă (cu excepția fosforului alb - nu cea mai stabilă, dar
cea mai reproductibilă formă de fosfor) la 1 atm (1,01325,105 Pa sau 760 mm Hg) și
despre
298,15 K (25 ° C). Dacă vorbim despre ioni în soluție, atunci standardul este
concentrație 1 M (1 mol / l).
În principiu, se poate încerca să se calculeze valorile absolute ale entalpiilor pentru
chimie (efectul termic al formării unui mol de compus dintr-un infinit îndepărtat
atomi
despre
. luată la 0 K) sau pentru fizică (începând cu particulele elementare luate la
despre
0 K), dar pentru calcule reale nivelul de referință arbitrar convențional este destul
convenabil.
Semnul de entalpie este definit "din punct de vedere" al sistemului însuși: atunci când este selectat
schimbarea entalpiei este negativă, când căldura este absorbită, schimbarea
entalpia este pozitivă.
Modificări standard ale entalpiei pentru cele mai importante procese [8]:
Entalpia formării. schimbarea entalpiei când se formează o moleculă
substanțe din elemente în stările lor standard.
Entalpia comunicării. sau entalpia disocierii legăturii: o schimbare a entalpiei la
rupe un mol de legături în faza gazoasă.
Entalpia hidratării. sau dizolvarea. schimbarea entalpiei la dizolvare
un mol de substanță în apă până la diluarea nesfârșită.
Entalpia rețelei cristaline. modificarea entalpiei la eșec
cristal pe particulele sale constitutive și eliminându-le la o distanță infinită fiecare
de la un prieten.
Entalpia atomizării. schimbarea entalpiei cu formarea unui mol de atomi în
Fază gazoasă dintr-un element situat în condiții standard.
Să revenim acum la reacția unei soluții de sodă cu o soluție de acid clorhidric:
Na2C03 + 2 HCI = 2 NaCI + H20 + CO2 ↑
Pentru o astfel de înregistrare, cel mai probabil nu vom găsi datele tabulare necesare - există
valorile lui ΔHo298 pentru sărurile solide și acid clorhidric gazos și reacția noastră
au apărut atunci când cele două soluții au fost drenate. Pentru a face calculul corect,
este necesar să se determine ce reacționează efectiv (ionul carbonat cu acid):
CO-
3 + 2 H + = H2O (g) + CO2 ↑
substanță
ΔHo298. kJ / mol
CO-
3 -677
H + 0
H2O (g) -286
-394 de CO2
Conform legii lui Hess, obținem reacția