Темата включва материал, изучаван в профилираната подготовка по химия - 11 клас. Дефинирани се основни понятия в термодинамиката – термодинамична система, параметри, уравнение на състоянието и функции на състоянието. Въведен е Първия принцип на термодинамиката, за да се дефинира величината енталпия-Н, използвана за термодинамично описание на промените в енергията на системата в резултат на топлообмен при протичане на химични реакции при постоянни температура и налягане. Показана е връзката с топлинния ефект на реакцията Q, използван в класическата термохимия за описание на промените в енергията в резултат на топлообмен. Екзотермични и ендотермични реакции са разграничени по изменението на енталпията на системата ∆Н и топлинния ефект на реакцията Q. Обобщено е ученото за стандартни (молни) топлини на образуване, разлагане и изгаряне, закон на Хес и приложението му.

1. Тема ІV.2
ОСНОВНИ ПОНЯТИЯ ЗА ТЕРМОДИНАМИКА И
ХИМИЧНА ТЕРМОДИНАМИКА. ТЕРМОХИМИЯ
І. Термодинамика, химична термодинамика
ІІ. Основни понятия в термодинамиката
ІІІ. Първи принцип на термодинамиката
ІІІ.1. Вътрешна енергия и енталпия
ІІІ.2. Термохимия
доц. Боряна Донкова,
Факултет по химия и фармация
СУ “Св. Климент Охридски”
Раздел ІV: ХИМИЧНИ ПРОЦЕСИ

2. І. Термодинамика и химична термодинамика
Термодинамика (ТД):
 изучава превръщането на енергията от една форма в друга
при протичане на процес (химичен, биологичен, физичен…)
и законите при това превръщане;
 характеризира стабилното състояние на дадена система;
 дава общи указания за посоката и степента на протичане на
процеса.
Химична термодинамика: дял от термодинамиката, който прилага законите
на общата термодинамика към физикохимичните процеси (разтваряне,
неутрализация, дисоциация, окислително-редукционни, гранично
повърхностни явления…….). Химичната дисциплина, която изучава основно
термодинамиката се нарича ФИЗИКОХИМИЯ.
Термохимия: дял от химичната термодинамика, който изучава
енергетичните промени, настъпили в резултат на топлообмен с околната
среда при протичане на физикохимичен процес.
2

3. Особености на Термодинамиката
1. Термодинамиката е наука, обобщаваща опитни наблюдения над
различни явления (феноменологична наука).
2. Изучава системите на макрониво (“макросистеми”).
3. Борави с величини, които могат да бъдат непосредствено
измерени или изчислени чрез опитно измеряеми величини.
4. Разглежда само началното и крайното състояние на системата,
като не се интересува от пътя, по който протича преходът, т.е. не
се интересува от времето, за което протича преходът.
Химичната дисциплина, която основно изучава термодинамиката се
нарича ФИЗИКОХИМИЯ.
Термодинамичните величини се наричат още физикохимични.
3

4. ІІ. ОСНОВНИ ПОНЯТИЯ В ТЕРМОДИНАМИКАТА
Система: що е система?
Видове термодинамични системи:
- в зависимост от еднородността на свойствата във всяка точка:
хомогенни и хетерогенни
-в зависимост от взаимодействието с околната среда:
отворени (обменят маса -m и енергия-E)
затворени (обменят Е)
изолирани (не обменят m или Е); няма реално такива!
- в зависимост от броя компоненти в системата:
еднокомпонентна (чисто вещество) и многокомпонентни
Термодинамични параметри: непосредствено измеряеми величини,
характеризиращи състоянието на системата:
екстензивни (пропорционални на масата на системата, сумират се):
обем V, количество вещество n,
интензивни (изравняват се) :
налягане p, температура T, концентрация с
Част от пространството,
отделена от околната
среда с мислена или
реална граница.
4

5. Термодинамични функции на състоянието: термодинамични величини,
зависещи само от началното и крайното състояние на системата (т.е. не
зависят от пътя на прехода) – ΔU, ΔH, ΔS, ΔG, ΔF. Измерва се само
изменението им при преход на системата от състояние 1 в състояние 2.
Термодинамичните функции са съответна комбинация на параметри и/или
други функции на състоянието.
Уравнение на състоянието: показва взаимната връзка между
термодинамичните параметри, тъй като тяхната съвкупност определя
състоянието на системата при дадените условия.
f (p, T, V, n) = 0 напр.: р.V = n.R.T
Означения и наименования на термодинамични функции:
Δ – промяна на съответната функция или параметър
U – вътрешна енергия на системата (при Т,V =const.)
H – енталпия “топлосъдържание” (аналог на вътрешната енергия при T,р =const.)
S – ентропия (характеризира степента на неподреденост)
G – свободна енергия на с-мата (Енергия на Гибс) (при Т,p=const.)
F – свободна енергия (Енергия на Хелмхолц) (аналог на G при Т,V =const.)
уравнение на състоянието на идеален газ
5
Важни

6. ІІІ. ПЪРВИ ПРИНЦИП НА ТЕРМОДИНАМИКАТА. ТЕРМОХИМИЯ
ІІІ.1. Термодинамични функции – Вътрешна енергия и Енталпия
Първият принцип на ТД представлява Закона за запазване енергията
на системата, приложен към затворени системи.
Обща енергия на системата: E = Ek + Ep + U
Ek и Ep – кинетична и потенциална енергия на системата като цяло
Вътрешна енергия на системата: U = Uk + Up
U е сума от кинетичната и потенциалната енергия на частиците, изграждащи
системата (т.е. включва и енергията на химичните връзки)
Абсолютните стойности са неизвестни, но енергетичните промени при
преход на система от състояние 1 в състояние 2 може да се измерят:
ΔE = ΔEk + ΔEp + ΔU
При химични реакции и фазови превръщания в
затворена с-ма: ΔE = ΔU = (U2 – U1)
т.е. променя се ВЪТРЕШНАТА ЕНЕРГИЯ на системата.
КАК???
В резултат на топлообмен и/или извършване на работа.
Неопреде-
ляеми
величини
6

7. Работа (А,А’) : резултат от насоченото движение на частиците.
Работата бива обемна (А=p.∆V) и необемна (A’). Според IUPAC
A > 0 над системата се извършва работа
A < 0 системата върши работа
Топлообмен : резултат от ненасоченото движение на частиците.
Количеството енергия, предадено чрез топлообмен ОТ системата или
внесено В системата се нарича топлина (q).
q > 0 в системата се внася топлина
q < 0 системата отдава топлина
A
∆U>0
Вътрешната енергия на една затворена
система нараства (ΔU > 0) когато в нея
се внася топлина и когато върху нея се
извършва обемна работа.
7
ΔU = q + А
!!! И трите величини имат измерение на енергия;
измерват се в [J] или [kJ].
Първи принцип на ТД:
!!! Разлика от познатия
топлинен ефект на
реакция Q: q = – Q

8. Промяната на вътрешната енергия на една затворена система при постоянни
условия е равна на разликата на внесената В системата топлина и извършената
ОТ системата върху други тела обемна работа.
Първи принцип на ТД:
изохорeн процес: V = const., ΔV = 0
ΔU = qv
Внесената топлина в системата
при постоянен обем води до
повишаване на вътрешната
енергия на системата.
изобарeн процес: p = const. (напр. отворен съд), Δp = 0
ΔU = qp – p.ΔV
qp = (U2 – U1) + p(V2-V1)
qp = (U2 + pV2) – (U1 + pV1)
(H2 – H1) = qp
ΔH = qp
Внесената топлина в системата
при постоянно налягане води до
повишаване на енталпията
(топлосъдържанието) на
системата.
H = U + p.V
енталпия
(топлосъдържание)
8
Термодинамичен процес, протичащ при постоянен обем се нарича изохорен;
при постоянно налягане – изобарен; при постоянна температура – изотермен.
ΔU = q – p.ΔV Системата върши работа
Изменението на енталпията ΔH е количеството погълната или отделена топлина
за реакция, протичаща при постоянно налягане. ΔH е аналог на ΔU; [J] или [kJ].
ΔU = q + p.ΔV Над системата се извършва
обемна работа
Когато системата върши обемна работа при p=const се въвежда нова функция на състоянието – Н.

9. Вътрешна енергия: ΔU = q – p.ΔV при T, V=const
Енталпия (топлосъдържание); аналог на U при T, р=const.
ΔH = ΔU + p. ΔV
Съотношението между техните стойности зависи от промяната в обема на
системата при преход от състояние 1 в състояние 2.
Само когато V2 = V1 (ΔV=0) ΔH = ΔU = q т.е. qp = qv
Когато V2 > V1 (ΔV>0) ΔH > ΔU qp > qv
!!! Повечето химични реакции протичат при р=const (атмосферно налягане),
затова енталпията е по-използваната функция за характеризиране на
енергетичното състояние на системата и неговите промени.
Първият термодинамичен принцип показва промяната на енергията (чрез
топлообмен и/или работа) при преход между две състояния чрез промяната
на термодинамичните функции:
* ΔH и ΔU са термодинамични функции; те не зависят от пътя, по който
системата осъществява прехода, а само от началното и крайното й състояние!!!
* Ако при протичане на процеса V=const или р=const , то топлината q става също
функция на състоянието и се означава с индексите V или р.
Summary
9
!!! В класическата термохимия топлинният ефект Q > 0, когато системата
отделя топлина в околната среда, следователно q = – Q.

10. ПРОМЯНА НА ЕНТАЛПИЯТА ПРИ ФАЗОВИ ПРЕХОДИ
Тв. Теч. Газ
q > 0; ΔH > 0; eндотермичен
q < 0; ΔH < 0; eкзотермичен
при р=const
ΔH = qp
За да протече фазов преход твърдо – течно – газообразно състояние на
дадено вещество, в системата трябва да се внесе топлина (q > 0) при
постоянна температура и налягане, което води до нарастване на
топлосъдържанието (енталпията) на системата (ΔH > 0). В тази посока
фазовите преходи са ендотермични.
10
При химични процеси в затворена система също протичат енергетични
промени, като енергията може да се обмени с околната среда под
формата на работа и/или топлина, съгласно първия принцип на
термодинамиката.
Изучаването на енергетичните промени в системата води до
обособяването на отделен раздел в химията, наречен термохимия.

11. 11
ІІІ.2. ТЕРМОХИМИЯ
 Термохимията е дял от химичната термодинамика, който изучава
енергетичните промени, настъпили в резултат на топлообмен с околната среда
при протичане на физикохимичен процес при постоянни условия .
 Топлообменът при физикохимичните процеси може да се означава по два
начина:
– в класическата термохимия: топлообменът се означава чрез величината
Q-топлинeн ефект на реакцията. Фокусира се на топлинното въздействие на
системата ВЪРХУ околната среда при протичане на химична реакция. Когато
при реакция системата отделя топлина в околната среда Q > 0.
– в термодинамиката: топлообменът се означава чрез величините qp = ΔН и
qV = ΔU. Фокусира се върху топлинните промени В самата система при
протичането на химична реакция! Когато системата отделя топлина q < 0.
Затова q и Q са равни по абсолютна стойност,
но се различават по знак. (q = − Q) .
В училищния курс по химия (задължителна подготовка) се разглежда
класическата термохимия, съответно се използва означението Q.
В профилираната подготовка се прилага термодинамично описание
на системата, т.е. използват се означенията ∆U и ∆Н или qv и qp.

12. 1. ЕНЕРГЕТИЧНИ ПРОМЕНИ ПРИ ПРОТИЧАНЕ НА РЕАКЦИИ
Топлинен ефект на химична реакция Q: количеството отделена или погълната
от системата топлина при протичане на реакция при постоянна температура и
постоянен обем или налягане. [J] или [kJ].
!!!! Q = – q
изохорна реакция: Q = – ΔU Т, V =const
изобарна реакция: Q = – ΔH Т, p =const
Екзотермична реакция: - реакцията протича с отделяне на топлина
от системата в околната среда Q > 0,
- системата отделя топлина (q < 0), след.
ΔH < 0 топлосъдържанието й ↓
ΔU < 0 вътрешната й енергия ↓
- Епродуктите е по-ниска от Ереагентите
Ендотермична реакция:
- реакцията протича с Q < 0,
- в системата се внася топлина (q > 0),след.
ΔH > 0 топлосъдържанието й ↑
ΔU > 0 вътрешната й енергия ↑
- Епродуктите е по-висока от Ереагентите
12
Е
реакционен път
Ереагенти
Епродукти
Q = -∆H
Е
реакционен път
Ереагенти
Епродукти
-Q = ∆H

13. 13
Екзо- и ендотермична реакция: означения в класическата
термохимия и в термодинамиката
в кл. термохимия в термодинамиката
Екзотермична реакция Q > 0 ∆Н < 0
системата отдава топлина топлосъдържанието й↓
Ендотермична реакция Q < 0 ∆Н > 0
системата поглъща топлина топлосъдържанието й ↑

14. 2. ТЕРМОХИМИЧНИ УРАВНЕНИЯ
Това са химични уравнения, в които се означават *топлинните
промени (чрез Q или ΔH), *агрегатното състояние на веществата и
*алотропната форма на веществото (ако има повече от една).
Използва се стрелка или равенство.
Екзотермична реакция:
2C2H2(г) + 5O2(г) → 4CO2(г) + 2H2O(г) + Q
2C2H2(г) + 5O2(г) → 4CO2(г) + 2H2O(г) , ΔH < 0
системата отделя топлина в околната среда, затова Q > 0, а енталпията на
системата, т.е. нейното топлосъдържание, намалява, затова ΔH < 0.
Енергията на системата се понижава при протичане на реакцията,
крайното състояние е по-стабилно от началното,
Ендотермична реакция:
CaCO3(тв) → CaO(тв) + CO2(г) – Q
CaCO3(тв) → CaO(тв) + CO2(г) , ΔH > 0
системата поглъща топлина от околната среда, затова Q < 0, а енталпията на
системата, т.е. нейното топлосъдъжание, нараства, затова ΔH > 0.
Енергията на системата се повишава при протичане на реакцията.
14

15. 15
Запомнете!!!!
 Q, ΔH за дадена реакция не зависят от пътя, по който протича
реакцията. Те зависят само от началното и крайното състояние на
системата, защото са функции на състоянието
 Q, ΔH зависят от
- количеството (моловете) реагенти и продукти
½ N2(г) + ½ O2(г) → NO(г) − 90,4 kJ/mol
N2(г) + O2(г) → 2NO(г) − 180,8 kJ
- агрегатното състояние на веществата
H2(г) + I2(тв) → 2 HI(г) − 51,8 kJ
H2(г) + I2(г) → 2 HI(г) + 9,2 kJ
- алотропната им форма
2C(графит) + O2(г) → 2 CO(г) + 220,8 kJ
2C(диамант) + O2(г) → 2 CO(г) + 224,6 kJ
- условията, при които протича реакцията.
За да могат да се съпоставят химичните реакции се въвеждат т.нар
молни (стандартни) топлини.

16. Молни топлини се изразяват чрез Q0 или ΔH0.
Молните топлини се отнасят за:
1 mol реагирало ИЛИ получено вещество;
Налягане: 1.105 Ра = 0,986 atm = 1bar;
Температура: най-често 298,15 К и не се означава;
Мерна единица [J/mol] или [kJ/mol].
Видове молни енталпии:
топлини на образуване, на разлагане, на изгаряне и др.
Н0
обр.; Н0
разл; Н0
изг.
Данните за различните видове молни топлини на различните
вещества се дават в термохимични таблици и се използват за
изчисляване на енергетичните промени при протичане на химични
реакции.
16
3. МОЛНИ (СТАНДАРТНИ) ТОПЛИНИ
Повечето реакции протичат при постоянно налягане. Затова е
коректно е да се използват молните енталпии.

17. Енталпия (топлина) на образуване H0
обр. – количеството
топлина, съпътстваща образуването на 1 mol сложно вещество от
съответните стабилни прости вещества при р=const; [J/mol], [kJ/mol]
½ N2(г) + ½ O2(г) = NO(г) – 90,4 kJ/mol
ΔH0
обр.= 90,4 kJ/mol
N2(г) + O2(г) = 2NO(г) – 180,8 kJ
ΔH. = 180,4 kJ
H0
обр. на простите вещества се приема за равна на 0. Ако
химичният елемент има няколко прости вещества, само за най-
стабилната при стандартни условия форма ΔH0
обр.=0.
H0
обр. се различава за различните състояния на вещество.
½ H2(г) + ½ О2 (г) → H2O(п) ΔH0
обр.= – 241,82 kJ/mol
½ H2(г) + ½ О2 (г) → H2O(т) ΔH0
обр.= – 285,80 kJ/mol
H0
обр. е мярка за стабилността на веществата. Колкото по-ниска
по стойност е ΔH0
обр., (т.е. по-висок Q0
обр.), толкова по-стабилно е
веществото. Например, H2O(т) е по-стабилна от H2O(п).
17

18. Вещество
Състо
яние *
Химична
формула
Δ H0
обр
[kJ/mol]
Бром l Br2 0
Бром g Br2 +31
Бромоводород g HBr -36.3
Калций s Ca 0
Калциев оксид s CaO -634.9
Калциев карбонат s CaCO3 -1207.6
Въглерод s C (графит) 0
Въглерод s C (диамант) +1.88
Въглероден оксид g CO -110.5
Въглероден диоксид g CO2 -393.5
Йод s I2 0
Йод g I2 +62
Кислород g O2 0
Озон g O3 +142.7
Вода l H2O -285.8
Водни пари g H2O -241.82
( *Състояние: g = газообразно; l = течно; s = твърдо)
Стандартни енталпии на образуване (при 25°C, 298 K)
Червено: влияние
на агрегатното
състояние.
Синьо: влияние на
алотропната форма
на веществото.
!!! Най-стабилното
просто вещество на
даден хим. елемент
има ΔНºобр=0 kJ/mol.
!!! Колкото по-ниска
е стойността на
ΔHº обр. толкова по-
стабилно е съответ-
ното просто или
сложно вещество.
18

19. Енталпия (топлина) на разлагане ΔH0
разл. – количеството
топлина, съпътстваща разлагането на 1 mol сложно вещество
при р=const до термостабилните прости вещества на
елементите, които го изграждат.
ΔH0
разл. = – ΔH0
обр.
Този закон на Лавоазие-Лаплас важи и за енталпиите (съотвeтно и за
топлинните ефекти Q) на правата и обратната реакции при обратим
химичен процес.
19
H2(г) + S(т) = H2S(г) + 20,2 kJ/mol
H2S(г) = H2(г) + S(т) − 20,2 kJ/mol
Qобр = −Qразл.
Топлинният ефект на реакцията за образуване на
веществото е равен по абсолютна стойност на топлинният
ефект на реакцията на разлагането му.
Закон на Лавоазие-Лаплас
Енталпията на разлагане ще бъде равна по стойност
и обратна по знак на енталпията на образуване

20. 20
Енталпия (топлина) на изгаряне ΔH0
изг. – количеството
топлина, съпътстващо пълното изгаряне на 1 mol вещество в
кислородна среда при р=const, при което се получават
стабилните висши оксиди на елементите, които го изграждат.
Напр.: при изгаряне на C, S, P, N2 до CO2, SO3, P2O5, но NO2.
Калоричност на храни и горива: определя се от топлините им на
изгаряне, отнесени за единица маса (1 kg или 1g) гориво или храна.
Мерна единица: калории или килокалории за 1g гориво или храна.
1 cal = 4,18 J
Горива Калоричност,
[kcal/g]
Храни Калоричност,
[kcal/g]
природен газ 11,7 олио 9
бензин 11,5 захар 4,0
въглища 7,7 бял хляб 2,7
дървесина 4,3 ябълки 0,5
C3H8(г) + 5O2(г) → 3CO2(г) + 4H2O(г) , ΔH0 = −2220 kJ/mol

21. ΔHA-C = ΔHA-B + ΔHB-C
A
B
C
E
ΔHA-C = ΔHA-E + ΔHE-C
ΔHA-B + ΔHB-C = ΔHA-E + ΔHE-C
но е в сила и
Qp = – ΔH; функции на състоянието
4. ЗАКОН НА ХЕС (основен закон в термохимията)
Топлинният ефект Q на химична реакция, която протича при
постоянни условия (Т,р или Т, V), , не зависи от пътя, по който
протича реакцията, а само от началното и крайното състояние
на системата.
21
!!!! Ако преходът от състояние 1 в 3 може да стане през междинен етап 2, то
топлината на прехода 1→3 е равна на сумата от топлините на реакциите
1→2 и 2→3.
∆Н1 = ∆Н2 + ∆Н3
или:
Q1 = Q2 + Q3

22. ПРИЛОЖЕНИЕ НА ЗАКОНА НА ХЕС
1. Определяне топлината на образуване на СО от графит
C(гр) CO2 ΔH = ?
ΔH1 = ΔH + ΔH2
CO ΔH = ΔH1 - ΔH2
ΔН1
ΔН2
ΔН = ?
2. Определяне топлината на полиморфно превръщане
C(гр) CO2
C(д) ΔH = ΔH1 - ΔH2
ΔН1
ΔН2
ΔН = ?
пресмятане на *молни топлини на вещества, *топлини на
фазови преходи (изпарение, кондензация), *топлини на
алотропно превръщане *реакционни енталпии ΔrH, и др.,
когато не могат да бъдат директно определени
Графит в диамант
22

23. 3. Определяне на реакционната енталпия ΔrH (т.е. на топлинeн
ефект-Q на химична реакция), чрез използване на молни топлини
на образуване
Изчисление на реакционната енталпия ΔrH = –Q
За общия случай: mA + zB → kC
ΔrH = (k.ΔН0
C) – (m.ΔН0
A + z.ΔН0
B)
ΔrH = Σni ΔНi
0
(прод.) – Σnj ΔНj
0
(реаг.)
ni; nj – молове реагент или продукт
ΔНi
o; ΔНj
o – топлина на образуване на съответния реагент или продукт
Вещество
ΔН0
обр.,
kJ/ mol
NH3(газ) - 46,2
HCl (газ) - 92,3
NH4Cl (тв) - 315,4
Изчислете реакционната енталпия и
топлинния ефект на реакцията?
NH3(газ) + HCl(газ) → NH4Cl(тв)
ΔrН=– 315,4 – [(– 92,3)+ (– 46,2)]= –176,9 kJ
Следователно Q = 176,9 kJ ; екзотермична
Енталпии на образуване
23

24. ПРИМЕРИ за изчисление на реакционната енталпия чрез
енталпии на образуване
ΔrH = Σni ΔНi
0
(прод.) - Σnj ΔНj
0
(реаг.)
Fe2O3(тв) + 3H2(г) → 2Fe(тв) + 3H2O(т) ΔH 0
(Fe2O3) = – 821,3 kJ/mol;
ΔH 0
(H2O) = – 285,8 kJ/mol;
Q = ?
ΔrH = [3.(– 285,8)+2.0] – (– 821,3+3.0) = – 36,1 kJ
Q = 36,1 kJ ; екзотермична реакция
N2(г) + O2(г) → 2NO(г); ΔH 0
(NO) = 90,4 kJ/mol;
ΔH 0
(О2) = H°(N2) = 0 kJ/mol;
Q = ?
ΔrH = 2.90,4 – (0+0) = 180,8 kJ
Q = – 180,8 kJ ; ендотермична реакция
24

25. 25
КАКВО ТРЯБВА ДА ЗНАМ И МОГА????
1. Да знам какво изучава химичната термодинамика и термохимията.
2. Да знам какви видове системи има, какво са термодинамични параметри и
функции на състоянието.
3. Да знам какво представляват вътрешната енергия и енталпията и да мога
да дефинирам Първия принцип на термодинамиката.
5. Да мога да изразявам енергетичните промени при протичане на реакция
чрез използване на Q и на ∆Н и да ги представям графично.
6. Да мога да определям вида на реакцията – ендотермична и екзотермична,
по графика или по уравнение и да давам примери за такива реакции.
7. Да мога да съставям термохимично уравнение по дадена информация.
8. Да знам от какво зависи стойността на Q и ∆Н.
9. Да мога да дефинирам различните видове молни (стандартни) топлини.
9. Да мога да съпоставям веществата по стабилност чрез топлините им на
образуване и да знам, че за простите вещества ∆Н0
обр.= 0.
10. Да мога да изказвам закона на Хес и да го прилагам при термохимични
изчисления.