Файл: Атомы и химические элементы. Периодический закон и периодическая система элементов Д. И. Менделеева. Изотопы.doc
ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 29.03.2024
Просмотров: 135
Скачиваний: 1
ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.
, то в замен появляется эквивалентное количество энергии другого вида. Формы обмена энергии с окружающей средой могут быть различными (тепловая, световая, энергетическая, механическая и др.). для упрощения все они разделены на две группы: Теплота Q –передача энергии путём беспорядочного, хаотичного движения частиц составляющих систему.
Работа А – передача энергии путём упорядоченного движения частиц . причём ни Q ни А не являются функциями состояния системы, а только способами передачи энергии, т.е. зависят от пути протекания процесса подобно длина дороги от Москвы до Ингушетии ехать через Смоленск или Ростов. Они эквивалентны друг к другу и связаны с внутренней энергией системы и первым законом термодинамики.
Энергия, сообщаемая любой термодинамической системе извне, расходуется на совершение работы над окружающей средой и изменение внутренней энергии самой системы: Q=ΔU+ А
Математическое выражение первого начала термодинамики показывает соотношение между расходом внутренней энергии, работой совершаемой самой системой (+А) и энергией Q, которая расходуется в виде теплоты Q.
Q-А=ΔU
В случае изолированной системы ( ΔU=O Δm=O) согласно закону сохранения энергии ее внутренняя энергия определяется только ее параметрами состояния т.е. внутренняя энергия – есть функция состояния – это одна из формулировок первого закона термодинамики.
В случае закрытой системы ( ΔU/=O Δm=O) ΔU=Q-A на основании закона сохранения энергии, изменение внутренней энергии системы равно разности сообщаемой системе теплоты и совершаемой при этом работы. Это также формулировка первого закона термодинамики.
Если в процессе поглощения или выделения теплоты никакая работа не совершается т.е. А=О, а это возможно если объем системы не изменяется ΔV=O или V=соnst – изохорный процесс то вся теплота расходуется на изменение внутренней энергии QV=ΔU.
Внутренняя энергия возрастает в том случае, если система поглощает теплоту ΔU>0- эндотермический процесс.
Внутренняя энергия убывает, если выделяется теплота во внешнюю среду ΔU<0 экзотермический процесс.
Термодинамические процессы
Всякое изменение состояния системы, связанное с изменением хотя бы одного термодинамического параметра. Называется термодинамическим процессом.
В зависимости от условий, при которых протекает процесс
, он может быть: 1. Изохорным V=соnst Если в процессе поглощения или выделения теплоты никакая работа не совершается А=0. а это возможно, если объем системы не изменяется V=соnst , то вся теплота расходуется на изменение внутренней энергии.
Q=ΔU+PΔV ΔV=cost PΔV=O
Следовательно QV=ΔU- изохорный процесс
ΔU
ΔU>O ΔH>O- эндотермический процесс
Системы в процессе обмена теплотой с внешней средой при постоянном давлении единственным видом работы оказывается работа расширения то
QP=ΔU+PΔV=U2−U1+P(V2−V1)=U2−U1+PV2−PV1 отсюда
(U2+PV2)− (U1+PV1)
U+PV=H получаем QP=H2− H1 = ΔH т.к .QP=ΔU то ΔU=ΔH
Величина Н называется энтальпией ее изменением определяется тепловой эффект процесса при р= соnst изобарный.
Также как и в случае изменения внутренней энергии в эндотермическом процессе энтальпия возрастает, т.е. ΔH>O в экзотермическом процессе энтальпия убывает (ΔH
Как и внутренняя энергия , энтальпия является функцией состояния т.е. не зависит от пути, каким система пришла в данное состояние.
Данное равенство QP=ΔH справедливо и при сопоставлении через приращение энтальпии и первого закона термодинамики для изобарного процесса напишем соотношение, определяющее энтальпию: Н=U+PV
Через приращение ΔH=ΔU+PΔV
Сравнивая его с уравнением первого начала термодинамики, через приращение ΔQ=ΔU+PΔV получаем ΔH=ΔQ
QP=ΔH – изобарный процесс, следовательно, в изобарном процессе количество теплоты измеряется изменением энтальпии т.о. энтальпия – это полная энергия системы в том числе, включая и энергию взаимодействия системы с окружающей средой.
3. Изотермический процесс Т=соnst. При Т=соnst, энергия системы; также величина постоянная ΔU=O, тогда уравнение первого начала термодинамики Q=ΔU+A имеет следующий вид Q=A или QT=PΔV
Следовательно, при изотермическом процессе поглощенная теплота (или энергии) расходуется только на совершаемую системой работу, т.е. вся энергия идет на совершение работы системой.
4.Адиабатный процесс, когда Q=0 не расходуется никакой энергии, но процесс идет.
В этом случае уравнение первого начала термодинамики принимает вид: Q=ΔU+A если Q=0 то -ΔU=A это означает, что в адиабатном процессе работа может совершаться , только за счет убыли внутренней энергии системы ( т.е. когда система не отдает теплоту в окружающую среду и не получает ее из окружающей среды- адиабатный процесс)
В зависимости от энергетических потерь процессы могут быть термодинамически обратимыми или необратимыми.
Термодинамически обратимым называется процесс. После которого система и окружающая среда могут возвратиться в первоначальное состояние. В результате такого процесса в окружающей среде могут возвратиться в первоначальное состояние. В результате такого процесса в окружающей среде не происходят никакие изменения и поэтому, отсутствуют всякие энергетические потери и система совершает максимально возможную работу. Процесс же после проведения, которого система и окружающая среда не могут вернуться в первоначальное состояние т.к. его проведение сопряжено с энергетическими потерями, называется термодинамически необратимыми.
Химический потенциал.
Химическим потенциалом вещества Х в данной системе называется величина, которая определяется энергией Гиббса, приходящейся на моль этого вещества при заданных условиях: μ (Х) = G (Х)/n (Х)
где μ (Х)- химический потенциал вещества Х Дж/моль
G (Х)- энергия Гиббса вещества Х в системе . Дж
n (Х)- количество вещества Х в системе, моль.
Если вещество Х содержится в системе в количестве n, то энергия Гиббса этого вещества равна G (Х)=n (Х)/ μ (Х)
Если вещество Х находится в растворе, химический потенциал этого вещества зависит от концентрации и природы растворителя. Эта зависимость носит логарифмический характер и имеет следующий вид:
μ (Х)= μ0(Х) + RTℓn С(Х)
где μ (Х) – химический потенциал вещества Х, дж/моль μ0(Х) – стандартный химический потенциал не зависит от концентрации.
Химический потенциал вещества монотонно возрастает с увеличением концентрации этого вещества в системе.
При этом по мере увеличения концентрации скорость возрастания химического потенциала уменьшается.
Стандартный химический потенциал μ0(Х) – равен химическому потенциалу вещества Х при концентрации С (Х) = 1 моль/л.
Для определения энергии Гиббса, при переносе количества вещества n (Х) из раствора с химическим потенциалом μ1 (Х) в раствор с химическим потенциалом μ2(Х2) система совершает работу -W = n(μ1- μ2).
Вещество диффундирует из области с большим химическим потенциалом μ1 ( концентрация больше) в область с меньшим потенциалом μ2 ( концентрация меньше).
Закон действия масс – является следствием второго начала термодинамики, т.к. выводится из соответствующего термодинамического условия равновесия.
Чтобы вывести закон действия масс рассмотрим общий вид уравнения.
аА + вВ = сС + дД
С помощью формулы выражающей химический потенциал запишем:
μ (А)= μ0(А) + RTℓn С(А)
μ (В)= μ0(В) + RTℓn С(В)
μ (С)= μ0(С) + RTℓn С(С)
μ (Д)= μ0(Д) + RTℓn С(Д)
Энергия Гиббса для стехиометрических количеств реагентов А и в равна:
G1 = аμ(А) +вμ(В)
Для С и Д G2 = сμ(С) +дμ(Д)
Изменение энергии Гиббса в результате реакции соответственно равняется.
∆Gр-я = G2- G1= сμ(С) - дμ(Д) - аμ(А) -вμ(В)
Подставляя в полученное равенство выражения химических потенциалов через концентрацию после алгебраических преобразований.
∆Gр-я = сμ0(С) + RTℓn С(С) - д μ0(Д) + RTℓn С(Д) - аμ0(А) + RTℓn С(А)- в μ0(В) + RTℓn С(В).
∆Gр-и= ∆G0р-я + RTℓn Сс(С) Сд(Д) /Са (А) Св(В)
Пс – стехиометрическое соотношение концентрации веществ, участвующих в реакции при заданных условиях.
Как следует из второго начала термодинамики при равновесии ∆G=0 получаем.
∆Gр-я= - RTℓn Кс
Кс обозначено значение Пс при химическом равновесии т.е. в Кс надо брать равновесные концентрации а обозначать [А],[В]. . . , а не произвольные концентрации Пс с(А) . с(В). . . т.е.
Кс = [С]с[Д]д/[А]а[В]в следовательно поскольку энергия Гиббса реакции ∆G0р-я при стандартных условиях величина постоянная, то и Кс для данной реакции при данных температуре и давлении тоже величина постоянная: Кс =соnst
Кс- называют константой равновесия реакции.
Это выражение есть математическая запись закона действия масс, который формулируется следующим образом. Для обратимой реакции общего вида.
аА + вВ = сС + дД при постоянных внешних условиях в равновесии отношение произведений концентраций продуктов к произведению концентраций реагентов с учетом стехиометрии есть величина постоянная, не зависящая от химического состава системы:
Кс = [С]с[Д]д/[А]а[В]в=соnst при р,Т = соnst
Энергия Гиббса реакции ∆Gр-я и константа равновесия при данных условиях связаны между собой
∆Gр-я= RTℓn Пс/ Кс
Из этого уравнения следует, что константа равновесия К
с связана со стандартной энергией Гиббса реакции соотношением. Кс= ℓ-∆G/RT
Качественную оценку направления изучаемой реакции при заданных концентрациях легко сделать, если известна константа равновесия. Для этого по заданным концентрациям рассчитывают значение Пс и определяют отношение Пс/Кс. Если Пс/Кс<1, реакция идет в прямом направлении т.к. в соответствии с уравнением
∆Gр-я= RTℓn Пс/ Кс энергия Гиббса реакции отрицательна.
Если заданные концентрации реагентов с(А) С(В) и продуктов С(С) С(Д), таковы, что Пс < Кс ( равновесие сдвинуто влево), отношение Пс / Кс<1
ℓn Пс/ Кс<0 и ∆Gр-я< 0
В соответствии со вторым началом термодинамики это означает, что реакция должна идти самопроизвольно в прямом направлении, т.е. вправо.
Если заданные концентрации реагентов и продуктов таковы, что
Пс > Кс ( равновесие сдвинуто вправо), отношение Пс /Кс>1
ℓn Пс/ Кс >0 и ∆Gр-я> 0.
В соответствии со вторым началом термодинамики реакция должна идти самопроизвольно в обратном направлении, т.е. влево.
Если при заданных концентрациях реагентов и продуктов Пс = Кс отношение
Пс / Кс=1
∆Gр-я= 0 то по второму началу термодинамики имеет место равновесие.
0>0>
Работа А – передача энергии путём упорядоченного движения частиц . причём ни Q ни А не являются функциями состояния системы, а только способами передачи энергии, т.е. зависят от пути протекания процесса подобно длина дороги от Москвы до Ингушетии ехать через Смоленск или Ростов. Они эквивалентны друг к другу и связаны с внутренней энергией системы и первым законом термодинамики.
Энергия, сообщаемая любой термодинамической системе извне, расходуется на совершение работы над окружающей средой и изменение внутренней энергии самой системы: Q=ΔU+ А
Математическое выражение первого начала термодинамики показывает соотношение между расходом внутренней энергии, работой совершаемой самой системой (+А) и энергией Q, которая расходуется в виде теплоты Q.
Q-А=ΔU
В случае изолированной системы ( ΔU=O Δm=O) согласно закону сохранения энергии ее внутренняя энергия определяется только ее параметрами состояния т.е. внутренняя энергия – есть функция состояния – это одна из формулировок первого закона термодинамики.
В случае закрытой системы ( ΔU/=O Δm=O) ΔU=Q-A на основании закона сохранения энергии, изменение внутренней энергии системы равно разности сообщаемой системе теплоты и совершаемой при этом работы. Это также формулировка первого закона термодинамики.
Если в процессе поглощения или выделения теплоты никакая работа не совершается т.е. А=О, а это возможно если объем системы не изменяется ΔV=O или V=соnst – изохорный процесс то вся теплота расходуется на изменение внутренней энергии QV=ΔU.
Внутренняя энергия возрастает в том случае, если система поглощает теплоту ΔU>0- эндотермический процесс.
Внутренняя энергия убывает, если выделяется теплота во внешнюю среду ΔU<0 экзотермический процесс.
Термодинамические процессы
Всякое изменение состояния системы, связанное с изменением хотя бы одного термодинамического параметра. Называется термодинамическим процессом.
В зависимости от условий, при которых протекает процесс
, он может быть: 1. Изохорным V=соnst Если в процессе поглощения или выделения теплоты никакая работа не совершается А=0. а это возможно, если объем системы не изменяется V=соnst , то вся теплота расходуется на изменение внутренней энергии.
Q=ΔU+PΔV ΔV=cost PΔV=O
Следовательно QV=ΔU- изохорный процесс
ΔU
ΔU>O ΔH>O- эндотермический процесс
-
изобарный (Р= соnst)
Системы в процессе обмена теплотой с внешней средой при постоянном давлении единственным видом работы оказывается работа расширения то
QP=ΔU+PΔV=U2−U1+P(V2−V1)=U2−U1+PV2−PV1 отсюда
(U2+PV2)− (U1+PV1)
U+PV=H получаем QP=H2− H1 = ΔH т.к .QP=ΔU то ΔU=ΔH
Величина Н называется энтальпией ее изменением определяется тепловой эффект процесса при р= соnst изобарный.
Также как и в случае изменения внутренней энергии в эндотермическом процессе энтальпия возрастает, т.е. ΔH>O в экзотермическом процессе энтальпия убывает (ΔH
Как и внутренняя энергия , энтальпия является функцией состояния т.е. не зависит от пути, каким система пришла в данное состояние.
Данное равенство QP=ΔH справедливо и при сопоставлении через приращение энтальпии и первого закона термодинамики для изобарного процесса напишем соотношение, определяющее энтальпию: Н=U+PV
Через приращение ΔH=ΔU+PΔV
Сравнивая его с уравнением первого начала термодинамики, через приращение ΔQ=ΔU+PΔV получаем ΔH=ΔQ
QP=ΔH – изобарный процесс, следовательно, в изобарном процессе количество теплоты измеряется изменением энтальпии т.о. энтальпия – это полная энергия системы в том числе, включая и энергию взаимодействия системы с окружающей средой.
3. Изотермический процесс Т=соnst. При Т=соnst, энергия системы; также величина постоянная ΔU=O, тогда уравнение первого начала термодинамики Q=ΔU+A имеет следующий вид Q=A или QT=PΔV
Следовательно, при изотермическом процессе поглощенная теплота (или энергии) расходуется только на совершаемую системой работу, т.е. вся энергия идет на совершение работы системой.
4.Адиабатный процесс, когда Q=0 не расходуется никакой энергии, но процесс идет.
В этом случае уравнение первого начала термодинамики принимает вид: Q=ΔU+A если Q=0 то -ΔU=A это означает, что в адиабатном процессе работа может совершаться , только за счет убыли внутренней энергии системы ( т.е. когда система не отдает теплоту в окружающую среду и не получает ее из окружающей среды- адиабатный процесс)
В зависимости от энергетических потерь процессы могут быть термодинамически обратимыми или необратимыми.
Термодинамически обратимым называется процесс. После которого система и окружающая среда могут возвратиться в первоначальное состояние. В результате такого процесса в окружающей среде могут возвратиться в первоначальное состояние. В результате такого процесса в окружающей среде не происходят никакие изменения и поэтому, отсутствуют всякие энергетические потери и система совершает максимально возможную работу. Процесс же после проведения, которого система и окружающая среда не могут вернуться в первоначальное состояние т.к. его проведение сопряжено с энергетическими потерями, называется термодинамически необратимыми.
Химический потенциал.
Химическим потенциалом вещества Х в данной системе называется величина, которая определяется энергией Гиббса, приходящейся на моль этого вещества при заданных условиях: μ (Х) = G (Х)/n (Х)
где μ (Х)- химический потенциал вещества Х Дж/моль
G (Х)- энергия Гиббса вещества Х в системе . Дж
n (Х)- количество вещества Х в системе, моль.
Если вещество Х содержится в системе в количестве n, то энергия Гиббса этого вещества равна G (Х)=n (Х)/ μ (Х)
Если вещество Х находится в растворе, химический потенциал этого вещества зависит от концентрации и природы растворителя. Эта зависимость носит логарифмический характер и имеет следующий вид:
μ (Х)= μ0(Х) + RTℓn С(Х)
где μ (Х) – химический потенциал вещества Х, дж/моль μ0(Х) – стандартный химический потенциал не зависит от концентрации.
Химический потенциал вещества монотонно возрастает с увеличением концентрации этого вещества в системе.
При этом по мере увеличения концентрации скорость возрастания химического потенциала уменьшается.
Стандартный химический потенциал μ0(Х) – равен химическому потенциалу вещества Х при концентрации С (Х) = 1 моль/л.
Для определения энергии Гиббса, при переносе количества вещества n (Х) из раствора с химическим потенциалом μ1 (Х) в раствор с химическим потенциалом μ2(Х2) система совершает работу -W = n(μ1- μ2).
Вещество диффундирует из области с большим химическим потенциалом μ1 ( концентрация больше) в область с меньшим потенциалом μ2 ( концентрация меньше).
Закон действия масс – является следствием второго начала термодинамики, т.к. выводится из соответствующего термодинамического условия равновесия.
Чтобы вывести закон действия масс рассмотрим общий вид уравнения.
аА + вВ = сС + дД
С помощью формулы выражающей химический потенциал запишем:
μ (А)= μ0(А) + RTℓn С(А)
μ (В)= μ0(В) + RTℓn С(В)
μ (С)= μ0(С) + RTℓn С(С)
μ (Д)= μ0(Д) + RTℓn С(Д)
Энергия Гиббса для стехиометрических количеств реагентов А и в равна:
G1 = аμ(А) +вμ(В)
Для С и Д G2 = сμ(С) +дμ(Д)
Изменение энергии Гиббса в результате реакции соответственно равняется.
∆Gр-я = G2- G1= сμ(С) - дμ(Д) - аμ(А) -вμ(В)
Подставляя в полученное равенство выражения химических потенциалов через концентрацию после алгебраических преобразований.
∆Gр-я = сμ0(С) + RTℓn С(С) - д μ0(Д) + RTℓn С(Д) - аμ0(А) + RTℓn С(А)- в μ0(В) + RTℓn С(В).
∆Gр-и= ∆G0р-я + RTℓn Сс(С) Сд(Д) /Са (А) Св(В)
Пс – стехиометрическое соотношение концентрации веществ, участвующих в реакции при заданных условиях.
Как следует из второго начала термодинамики при равновесии ∆G=0 получаем.
∆Gр-я= - RTℓn Кс
Кс обозначено значение Пс при химическом равновесии т.е. в Кс надо брать равновесные концентрации а обозначать [А],[В]. . . , а не произвольные концентрации Пс с(А) . с(В). . . т.е.
Кс = [С]с[Д]д/[А]а[В]в следовательно поскольку энергия Гиббса реакции ∆G0р-я при стандартных условиях величина постоянная, то и Кс для данной реакции при данных температуре и давлении тоже величина постоянная: Кс =соnst
Кс- называют константой равновесия реакции.
Это выражение есть математическая запись закона действия масс, который формулируется следующим образом. Для обратимой реакции общего вида.
аА + вВ = сС + дД при постоянных внешних условиях в равновесии отношение произведений концентраций продуктов к произведению концентраций реагентов с учетом стехиометрии есть величина постоянная, не зависящая от химического состава системы:
Кс = [С]с[Д]д/[А]а[В]в=соnst при р,Т = соnst
Энергия Гиббса реакции ∆Gр-я и константа равновесия при данных условиях связаны между собой
∆Gр-я= RTℓn Пс/ Кс
Из этого уравнения следует, что константа равновесия К
с связана со стандартной энергией Гиббса реакции соотношением. Кс= ℓ-∆G/RT
Качественную оценку направления изучаемой реакции при заданных концентрациях легко сделать, если известна константа равновесия. Для этого по заданным концентрациям рассчитывают значение Пс и определяют отношение Пс/Кс. Если Пс/Кс<1, реакция идет в прямом направлении т.к. в соответствии с уравнением
∆Gр-я= RTℓn Пс/ Кс энергия Гиббса реакции отрицательна.
Если заданные концентрации реагентов с(А) С(В) и продуктов С(С) С(Д), таковы, что Пс < Кс ( равновесие сдвинуто влево), отношение Пс / Кс<1
ℓn Пс/ Кс<0 и ∆Gр-я< 0
В соответствии со вторым началом термодинамики это означает, что реакция должна идти самопроизвольно в прямом направлении, т.е. вправо.
Если заданные концентрации реагентов и продуктов таковы, что
Пс > Кс ( равновесие сдвинуто вправо), отношение Пс /Кс>1
ℓn Пс/ Кс >0 и ∆Gр-я> 0.
В соответствии со вторым началом термодинамики реакция должна идти самопроизвольно в обратном направлении, т.е. влево.
Если при заданных концентрациях реагентов и продуктов Пс = Кс отношение
Пс / Кс=1
∆Gр-я= 0 то по второму началу термодинамики имеет место равновесие.
0>0>