Согласно принципу Бертло-Томсенасамопроизвольно протекают только экзотермические реакции.
В изолированной системе самопроизвольно могут протекать только такие процессы, которые ведут к росту энтропии (∆S>0).
#2. Термохимия: тепловой эффект реакций, закон Гесса и следствия из него, термохимические рас-чёты.
Термохимия — это раздел химии, который изучает тепловые эффекты тепловых реакций в пересчёте на 1 моль вещества.
Закон Лапласа-Лавуазье:
Если при образовании какого-либо соединения выделяется некое количество теплоты Q, то и для разложения этого соединения при тех же условиях потребуется такое же количество теплоты Q.
Энтальпия образования — то количество теплоты Q, которое выделяется при образовании 1 моль вещества из простых веществ. Используется наиболее устойчивое (пример: из O2 и O3 выбираем О2).
Теплота сгорания — то количество теплоты, которое выделяется при сгорании 1 моль вещества, измеренное тогда, когда продукты реакции охлаждены до комнатной температуры.
Закон Гесса:
Теплота реакции зависит только от начального и конечного состояний вещества. Не зависит от промежуточной стадии процесса — функция состояния (при условии, что работа положительна, т.е. работа по расширению; p, T=const).
Выводы из закона Гесса:
1) Энтальпия образования не зависит от способа получения вещества;
2) Теплота разложения вещества до одинаковых продуктов равна и противоположна по знаку его теплоте образования этих продуктов;
3) Тепловой эффект реакции равен алгебраической сумме теплот образования реагентов из простых веществ, т.е.
ΔH=Σ (ΔHобр)продуктов - Σ (ΔHобр)исходных
4) Тепловой эффект реакции равен сумме теплот сгорания реагентов до одинаковых продуктов, т.е.
ΔH= Σ (ΔHсгор)исходных - Σ (ΔHсгор)продуктов
#3. Химическая кинетика. Основные понятия химической кинетики. Гомогенные и гетероген-ные химические реакции. Зависимость скорости гомогенных и гетерогенных реакций от кон-центрации реагирующих веществ, температуры, давления. Влияние других факторов. Энергия активации, активированный комплекс. Гомоген-ный и гетерогенный катализ.
Химическая кинетика — это раздел химии, который изучает скорости химических превращений.
Либо гетерогенных систем — две и более фаз, либо гомогенных систем — одна фаза.
Фаза — это часть системы, которая отделена от других частей системы поверхностью системы, причём при переходе из одной фазы в другую свойства меняются скачком. Пример: смеси газов.
Гомогенные реакции идут по всему объёму системы.
Гетерогенные реакцииидут на поверхности раздела фаз.
Интермедиальные реакции — реакции с участием промежуточных веществ.
Прекурсор — промежуточное или исходное вещество; конечный продукт реакции — токсин, наркотик или взрывчатое вещество. Пример: соляная кислота, ацетон.
vгомогенной реакции =Δn/Δt*ΔV=ΔCM/Δt=± dCM/dt
ΔV – единица объёма
vгетерогенной реакции =Δn/Δt*S
S – единица площади
Принципы химической кинетики:
1. принцип детального равновесия: скорость прямой и обратной реакции в состоянии химического равновесия равны;
2. В случае стационарного процесса в любом бесконечно малом объёме этот стационарный процесс характеризуется независимостью всех термодинамических параметров.
Вант-Гофф:при увеличении температуры на 100 скорость химической реакции увеличивается в 3-4 раза.
v2=v1* γ (T2-T1)/10
Уравнение Аррениуса: k=A*exp(Ea/RT)
K = f(t; свойств вещества)
k ≠ f(C)
Энергия активации – минимальная избыточная энергия частиц по отношению к средней энергии частиц (ансамбля энергий), необходимая для их результативного столкновения.
Катализ — процесс изменения скорости химической реакции за счёт веществ, называемых катализаторами, которые участвуют в химической реакции, но не входят в конечные продукты (катализаторы и ингибиторы).
Гомогенный катализатор — та же фаза, что и у реагирующих веществ.
Гетерогенный катализатор— иная фаза, чем у реагирующих веществ.
Пример: 2SO2+O2→ 2 SO3 (гомогенный)
A+B → [A..B] → AB
A+B+K → [A..K]+B → [A..K..B] → AB + K
Образуются комплексы с меньшей энергией активации – активированные комплексы. Состояние активированного комплекса характеризуется тем, что в нем уже нет исходных веществ, но нет еще и продуктов реакции. Активированный комплекс подобен нормальной молекуле, он отличается лишь тем, что одно из его колебаний легко возбуждается, что может привести к распаду комплекса и образованию продуктов.
Пример: 2SO2+O2→ {V2O5} → 2SO3 (гетерогенный)
Закон действующих масс:
aA+bB → pC+qD
v=K CAaCBb
Цепные реакции — реакции, скорость которых со временем возрастает. Характеризуются высоким энергетическим выходом. Могут ускоряться или замедляться примесями.
K=A*exp(-Ea/RT) – не совпадает с практическими данными.
Br*+Br*=Br2
Реакцию характеризует коэффициент разложения. В таких цепных реакциях не действуют два принципа химической кинетики.
#4. Химическое равновесие, описание. Влияние внешних факторов на состояние химического равновесия, принцип Ле Шателье.
Кр → 1: реакция идёт вяло и быстро затухает. ΔG≈0.
Если на атом, который находится в состоянии химического равновесия, оказать воздействие путём увеличения концентрации участника химической реакции, то в первый момент времени получает преимущество та реакция, в ходе которой это вещество расходуется. С течением времени система придёт в состояние равновесия, причём концентрация изменится, а константа равновесия нет.
1.
газ:
P↑ => точка равновесия сдвинута в сторону реакции, в ходе которой получается меньшее число газовых молекул.