Цей метод вікорістовується в усіх областях науки и промісловості. Найбільш Широке использование для АНАЛІЗУ природної води, стічних та промислових вод. Его Використовують для дослідження річніх, мррськіх вод, атмосферних опадів та других екологічних ДОСЛІДЖЕНЬ.
Цім методом віявляють Залишки в біоматеріалах и грунті. Так визначаються сліді елементів: кадмію, хрому, танталу, свинцю в крови при вмісті 10-4%, его Використовують при кількісному аналізі ліків.
Хімічна термодинаміка вивчає теплові ефекти хімічних процесів; дозволяє визначити можливість, напрямок і глибину протікання хімічного процесу в конкретних умовах.
Предметом вивчення термодинаміки є термодинамічна система.
Система - це тіло або група тіл, або сукупність речовин знаходяться у взаємодії і відокремлених від навколишнього їх зовнішнього середовища.
Між системою і зовнішнім середовищем існує справжня і умовна межа розділу.
Термодинамічні системи бувають гомогенні, які мають один і той же склад і однакові властивості в усіх точках обсягу і гетерогенні. Вони складаються з декількох гомогенних фаз відокремлених один від одного поверхнями розділу, на яких деякі властивості змінюються стрибком. Насичений розчин з осадом NaCl.
Фазою - називається гомогенна частина гетерогенної системи, відокремлена від інших її частин поверхнею розділу, при переході через яку властивості змінюються стрибком.
Речовини, що входять до складу фаз, називаються компонентами, або складовими частинами системи, вони можуть бути виведені із системи і існувати поза нею. Системи можуть по-різному взаємодіяти із зовнішнім середовищем.
закриті, що не обмінюються речовиною з зовнішнім середовищем та іншими системами. Наприклад, закритий герметично стакан з гарячим чаєм. У цьому випадку обмін речовиною неможливий, але тепло через стінки склянки передається навколишньому середовищу, закриту посудину з реагує речовиною;
відкриті, обмінюються і речовиною і енергією з зовнішнім середовищем і ін. системами. Наприклад, відкритий стакан з гарячим чаєм. Така система обмінюється з зовнішнім середовищем і теплом і речовиною (парами води), палаючий сірник, який працює двигун, зростаюче дерево.
ізольовані, які не обмінюються із зовнішнім середовищем ні енергією, ні речовиною, і має постійний обсяг. У природі не існує ізольованих систем. Поняття ізольована система це чисто теоретична побудова.
У кожен момент часу стан системи характеризується термодинамічними параметрами стану, тобто якимись фізичними властивостями. Термодинамічні параметри стану: температура, тиск, об'єм і концентрація.
Сукупність параметрів стану визначає термодинамічний стан системи.
Будь-яке зміна стану системи, пов'язане зі зміною хоча б одного параметра, називається термодинамічним процесом.
Сукупність проміжних станів, через які проходить система, називається шляхом процесу. Розрізняють шляху процесу:
1) Ізобарний (P = соnst);
2) Ізохорний (V = соnst);
3) Ізотермічний (Т = соnst);
4) ізобарно-ізотермічний (P і Т = соnst);
5) ізохорно-ізотермічний (V і Т = соnst);
6) Адіабатний, в якому відсутня обмін теплом між системою і зовнішнім середовищем, але може бути зв'язок роботою.
Кожну систему можна описати за допомогою рівнянь газових законів.
Стан системи і що відбуваються в ній зміни характеризуються також за допомогою функцій стану, що залежать від параметрів стану і не залежать від шляху переходу системи з одного стану в інший. До функцій стану відносяться: внутрішня енергія (U), ентальпія (Н), ентропія (S), енергія Гіббса (G) і енергія Гемгольца (F)
Під внутрішньою енергією розуміють енергію, яка в прихованій формі укладена в кожному тілі і яка складається з кінетичної енергії руху всіх складових систему частинок (молекул, атомів, електронів, ядер) і потенційної енергії їх взаємодії. Внутрішня енергія не включає в себе потенційну енергію, обумовлену положенням системи в просторі, і кінетичну енергію руху системи як цілого.
Внутрішня енергія - функція стану, - її значення залежить від початкового і кінцевого стану системи і не залежить від шляху переходу системи.
Абсолютну величину внутрішньої енергії системи визначити поки неможливо і так як невідомим залишається значеніеU0 (при Т = 0 К), але можна виміряти зміна ΔU, що відбувається в тому чи іншому процесі. Величина ΔU вважається позитивною, коли в даному процесі внутрішня енергія системи зростає.
Нехай деяка система за рахунок поглинання теплоти (Q) переходить з одного стану в інший. У загальному випадку ця теплота витрачається на зміну внутрішньої енергії системи ΔU = U1-U2 і на здійснення роботи проти сил зовнішнього впливу А, тобто Q = ΔU + A.
Це рівняння - математичний вираз першого закону термодинаміки.
Перший закон термодинаміки безпосередньо пов'язаний з законом збереження енергії, який встановлює еквівалентність різних її форм: різні форми енергії переходять один в одного в строго еквівалентних, завжди однакових співвідношеннях.
З цього співвідношення випливає ряд наслідків:
1) Для кругового процесу в якому ΔU = U2 - U1 = 0, дотримується рівність
Q = A.
2) Для ізотермічного процесу, в якому робота виконується проти зовнішнього тиску А = рΔV звідси Q = ΔU + рΔV
3) Для ізохорно процесів, де не відбувається зміна обсягу, тобто ΔV = 0 і робота А = 0, Q = U2-U1 = ΔU
4) Для ізобарних поцессом при Р = соnst:
Q = (U2-U1) + p (V2-V1) = (U2 + pV2) - (U1 + pV1); приріст функції U + pV позначимо H, Q = Н2 - Н1 =? Н, де? Н - ентальпія - теплосодержание системи, але не кількість теплоти в тілі.
Її зміна, як і зміна внутрішньої енергії системи, не залежить від шляху процесу, так як зміна обсягу при постійному тиску визначається тільки початковим і кінцевим станом системи.
Різниця між внутрішньою енергією U і ентальпії H відносно невелика для конденсованих станів і для речовин в кристалічному стані не превишат ≈ 5%. Але різниця значна для систем, що містять речовини в газоподібному стані.
Зміна ентальпії може мати позитивне і негативне значення. Позитивне значення 
Н> 0 відповідає Ендотермічний процесу т.е.процессу, що йде з поглинанням теплоти, а негативне значення 
Н <0 - екзотермічного тобто процесу, що йде з виділенням теплоти.
Теплота не є функцією стану, тобто кількість теплоти, що виділяється або поглинається системою при переході з одного стану в інший, залежить від шляху переходу. Але для ізохорно і ізобарних процесів, теплота перетворюється в функцію стану.
Тепловим ефектом процесу називають суму поглинається теплоти і всієї роботи, що виконується середовищем над даною системою, за вирахуванням роботи зовнішнього тиску. Для ізохорно-ізотермічних процесів теплової ефект дорівнює зміні внутрішньої енергії системи ΔU = U2 - U1, а для ізобарно-ізотермічних - зміни ентальпії ΔH = H2 - H1.
Таким чином, при постійній температурі в ізохорно і в ізобарних процесах теплової ефект не залежить від шляху переходу і однозначно визначається початковим і кінцевим станами системи.
Рівняння хімічних реакцій, в яких вказані їх теплові ефекти і агрегатні стани компонентів називаються термохімічними. Від агрегатних станів речовин залежить стан системи в цілому і в термохімічних рівняннях за допомогою буквених індексів (тв.), (Кр.), (Ж.), (М) позначається тверда, кристалічна, рідке, газоподібне стан речовин.
В термохімічних рівняннях допускаються дробові коефіцієнти, так як парниковий ефект розраховується на 1 моль утворився речовини. Наприклад, для хімічної реакції
Н2 + Сl2 = 2НСl
термохімічне рівняння записується так
1 / 2Н2 (г) + 1 / 2Сl2 (г) = НСl (г) + 92,3 кДж або
1 / 2Н2 (г) + 1 / 2Сl2 (г) = НСl (г); ? Н = - 92,3 кДж.
Даний процес екзотермічен, так як кількість енергії, що виділилася при утворенні зв'язку H-Cl перевищує витрата енергії, що витрачаються на розрив зв'язків
Н-Н і Cl-Cl.
Порівняння теплових ефектів різних процесів проводять при однакових, стандартних умовах: температурі 298 К (25 ° С) і тиску Р = 101 325 Па
(760 мм. Рт. Ст. = 1 атм.). Певні для речовин в стандартному стані стандартні ентальпії і інші стандартні термодинамічні величини позначають верхнім індексом (°), нижнім індексом вказують температуру, при якій вони визначені: Δ Hо298, Δ U о298 (визначені при 298 К) або Δ Н о1000, Δ U ° 1000 (визначені при 1000 К). Таке однаковість робить розрахунки строгими.
Стандартна ентальпія утворення речовини ΔНо298 - це зміна ентальпії в процесі утворення даної речовини в стандартному стані з термодинамічно стійких форм простих речовин, також знаходяться в стандартних станах.
Для багатьох речовин стандартні ентальпії утворення відомі і зведені в таблиці (додаток 6). Стандартні значення ентальпії простих речовин, якщо їх модифікації стійкі при стандартних умовах, дорівнюють нулю. Наприклад, ΔHо298 (H2 (г)) = 0.
Якщо стандартна ентальпія утворення негативна, з'єднання стійкіше, ніж прості речовини, з яких воно утворилося і навпаки. В ряду однотипних сполук, чим менше стандартна ентальпія утворення з'єднання (ΔHо298), тим більше його термічна стійкість щодо розкладу на прості речовини. Наприклад, в ряду ZnO → CdO → HgO більш стійким є ZnO, так як ΔHо298 (ZnO) = -350,6 кДж / моль, ΔHо298 (CdO) = -260,0 кДж / моль, ΔHо298 (HgO) = +99,9 кДж / моль.
Узагальнення експериментальних досліджень по тепловим ефектам хімічних реакцій привело російського вченого Г. І. Гесса до відкриття закону в 1840 р, що носить його ім'я (закон Гесса). "Тепловий ефект процесу залежить тільки від виду та стану вихідних речовин і кінцевих продуктів, але не залежить від шляху переходу". Тобто якщо з даних вихідних речовин можна різними способами отримати задані кінцеві продукти, то незалежно від шляхів отримання сумарний тепловий ефект буде одним і тим же.
Закон Гесса справедливий для ізохорно і ізобарних процесів. Нехай йде реакція
АА + ВВ = mM + nN
Продукти реакції М і N можуть бути отримані різними шляхами: 1) безпосередньо реакцією, парниковий ефект якої дорівнює Δ Н1; 2) реакціями, теплові ефекти яких дорівнюють відповідно Δ Н2,, Δ Н3, і Δ Н 4; 3) поряд реакцій з тепловими ефектами Δ Н 5, Δ Н 6, Δ Н 7 і Δ Н 8. Ці теплові ефекти, відповідно до закону Гесса, пов'язані між собою співвідношенням Δ Н1 = Δ Н 2 + Δ Н 3 + Δ Н 4 = Δ Н 5 + Δ Н 6 + Δ Н 7 + Δ Н 8
Закон Гесса широко застосовується при різних термохімічних розрахунках; дає можливість обчислити теплові ефекти процесів з відсутніми експериментальними даними або в процесах, для яких теплові ефекти не можуть бути виміряні, або якщо процеси ще не здійснилися. Якщо відомі ентальпії освіти всіх речовин, що беруть участь в реакції, то можна розрахувати тепловий ефект будь-якої реакції.
Так, освіту СО2 з простих речовин може відбуватися двома шляхами. Прямий шлях - безпосереднє згоряння графіту до СО2
С (графіт) + О2 (г) → СО2 (г); ΔН1о = -393,5 кДж.
Непрямий шлях - сумарний процес утворення та окиснення СО
С (графіт) + ½ О2 (г) → СО (г); ΔН2о = -110,5 кДж.
СО (г) + ½ О2 (г) → СО2 (г); ΔН3о = -283,0 кДж.
С (графіт) + О2 (г) → СО2 (г)
Розглянуті перетворення відображає схема
ΔН1о
початковий стан С (графіт) + О2 (г) ------- → СО2 (г) кінцеве стан
ΔН2о \ / ΔН3о
СО (г) + ½ О2 (г)
При складання ΔН2о + ΔН3о = -110,5 + (-283,0) = -393,5 кДж, що відповідає значенню ΔН3о = -393,5 кДж.
Із закону Гесса, який є одним із наслідків закону збереження енергії, випливає ряд висновків. Найбільш важливі з них два:
1) тепловий ефект хімічної реакції при р = соnst дорівнює різниці між сумою ентальпій утворення продуктів реакції і сумою ентальпій утворення вихідних речовин з урахуванням коефіцієнтів перед формулами речовин в рівнянні; тобто для реакції
aA + bB = mM + nN
Δ Hох.р. = (M Δ Нообр. М + n Δ Hoобр. N) - (a Δ Hoобр.А + b Δ Hoобр. В)
2) тепловий ефект реакції горіння дорівнює різниці між сумою теплот згоряння вихідних речовин і сумою теплот згоряння продуктів реакції з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів:
Δ Hох.р. = (A Δ Нообр.A + b Δ Hoобр. B) - (m Δ Hoобр.M + n Δ Hoобр. N)
Перше наслідок має загальне значення, друге важливо для органічних сполук. Перший закон термодинаміки має універсальний характер, він застосовний і для однієї молекули, і для великого числа молекул; але він не вказує на характер, можливості і напрям процесів, при яких можуть або будуть відбуватися перетворення енергії.
Читайте також:
- Б. Рассел, підкреслюючі, что людина є частина природи, поважати, что Людські «думки й Рухи слідують тім же законам, что й рух зірок и атомів». Яку точку зору відстоював Рассел?
- Для першого електрода
- Семінар 1. Перший закон термодинаміки.
- Семінар 1. Перший закон термодинаміки.
- Семінар 6. Фазові переходи першого роду.
- Семінар 6. Фазові переходи першого роду.
- Умови трудового договору не повінні мати становищем, Які протирічать законам та іншім нормативно-правовим актам з охорони праці.
- Рівняння динаміки обертального руху твердого тіла
- Рівняння нерозривності (суцільності) для стаціонарного руху стисливої рідини.
- Рівняння Стокса ізотермічного руху ньютонівської
- Рівняння електронного підсилювача
Чи не нашли потрібну інформацію? Скорістайтесь поиск google:
Н, де?Яку точку зору відстоював Рассел?