Законы термохимии

Скачать 279 Kb.

Название	Законы термохимии
Анкор	khimia.doc
Дата	25.04.2017
Размер	279 Kb.
Формат файла
Имя файла	khimia.doc
Тип	Закон #3099
страница	1 из 3

1 2 3

Энергетика химических процессов.

Задачи химической термодинамики:

Изучение энергетических химических и физико-химических процессов
Абсоретический анализ. Возможность протекания химических реакций и осуществление химических процессов при заданных условиях.

Тепловой эффект химических реакций (G) – количество теплоты выделяемой или поглощенной при изотермическом проведении реакции.

Q>0 (экзотермическая реакция) Q<0 (эндотермическая реакция)

Законы термохимии

Закон Лавуазье-Лапласа: тепловой эффект прямой реакции всегда равен тепловому эффекту обратной реакции с противоположным знаком.

Q(пр) = -Q(обр)
Закон Гесса: тепловой эффект не зависит от пути его протекания и числа его стадий, а зависит от начального и конечного состояния.

Первый закон термодинамики

Изменение ΔU внутренней энергии неизолированной термодинамической системы равно разности между количеством теплоты Q, переданной системе, и работой A, совершенной системой над внешними телами.

ΔU = Q – A.

Q = ΔU + A.

Энтальпия - это тепловой эффект реакции, измеренный (или вычисленный) для случая, когда реакция происходит в открытом сосуде (т.е. при неизменном давлении). Обозначается как ΔH.

Стандартная энтальпия образования простых веществ и химических соединений- энтальпия при стандартных условиях Т-289К P=1,013*10³ Па µ=1 моль

Следствие из Закона Гесса

Тепловой эффект реакции равен сумме энтальпии образования продуктов минус энтальпии образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.

aA+bB=cC+dD

ΔH=cΔH(C)+dΔH(D)-aΔH(A)-bΔH(B)

Энтропия – это мера беспорядка системы, состоящая из многих элементов.

Второй закон термодинамики: все самопроизвольные процессы в замкнутой неравновесной системе происходят в таком направлении, при котором энтропия системы возрастает; в состоянии теплового равновесия она максимальна и постоянна.

ΔS≥Q/T

Изменение энтропии в физико-химических процессах. ΔS=S₂-S₁

Условия самопроизвольного протекания химической реакции

ΔH	ΔS	T
-	+	При любых t (самопроизв.)
+	-	Не при каких t ( не будет сам.)
+	+	При высоких t (самопроизв.)
-	-	При низких t (самопроизв.)

Энергия Гиббса

Энергия Гиббса характеризует максимальную полезную работу, совершаемой системой. Если в ходе реакции:

ΔG=0 (система находится в состоянии равновесия)

ΔG>0 (в прямом направлении реакции невозможны, протекает только в обратном)

ΔG<0 (реакция может протекать самопроизвольно)

ΔG= ΔH-Т ΔS

(Т=t+273)

Способы расчета ΔG реакции

Скорость химической реакции – это изменение количества реагирующего вещества или продукта реакции за единицу времени в единице объема (для гомогенной реакции) или на единице поверхности раздела фаз (для гетерогенной реакции).

Закон действующих масс: зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Чем выше концентрация , тем большее число молекул содержится в объеме. Следовательно, возрастает число соударений, что приводит к увеличению скорости процесса.

Кинетическое уравнение – зависимость скорости реакции от концентрации.

v = k·C_A^a C_B^b

Твердые тела равны 0
Молекулярность реакции – это минимальное число молекул, участвующих в элементарном химическом процессе. По молекулярности элементарные химические реакции делятся на молекулярные (А →) и бимолекулярные (А + В →); тримолекулярные реакции встречаются чрезвычайно редко.

Общий порядок реакции - это сумма показателей степеней концентрации в кинетическом уравнении.

Константа скорости реакции — коэффициент пропорциональности в кинетическом уравнении.

Правило Вант-Гоффа: При повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости гомогенной элементарной реакции увеличивается в два — четыре раза

Теория активных соударений (ТАС), есть три условия, необходимых для того, чтобы произошла реакция:

Молекулы должны столкнуться. Это важное условие, однако его не достаточно, так как при столкновении не обязательно произойдёт реакция.
Молекулы должны обладать необходимой энергией (энергией активации).
Молекулы должны быть правильно ориентированы относительно друг друга.

Энергия активации— минимальное количество энергии, которое требуется сообщить системе, чтобы произошла реакция.

Уравнение Аррениуса устанавливает зависимость константы скорости химической реакции от температуры

A - характеризует частоту столкновений реагирующих молекул

R — универсальная газовая постоянная.

Влияние катализаторов на скорость реакции.

Катализатор – это вещество, изменяющее скорость химической реакции, но само в реакции не расходуется и в конечные продукты не входит.

При этом изменение скорости реакции происходит за счет изменения энергии активации, причем катализатор с реагентами образует активированный комплекс.

Катализ - химическое явление, суть которого заключается в изменении скоростей химических реакций при действии некоторых веществ (их называют катализаторами).

Гетерогенный катализ - реагент и катализатор находятся в разных фазах - газообразной и твердой.

Гомогенный катализе - реагенты (реактивы) и катализатор находятся в одной фазе - например, оба являются газами или оба растворены в каком-либо растворителе .

Условия химического равновесия

состояние химического равновесия сохраняется до тех пор, пока остаются неизменными условия реакции: концентрация, температура и давление.

Принцип Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии оказано какое-либо внешнее воздействии, то равновесии сместится в сторону той реакции, которое это действие будет ослаблять.
Константа равновесия – это мера полноты протекания реакции, чем больше величина константы равновесия, тем выше степень превращение исходных веществ в продукты реакции.

К_р=С_пр\С_исх

ΔG<0 К_р >1 С_пр > С_исх

ΔG>0 К_р<1 С_пр <�С_исх

Задачи химической термодинамики:

Изучение энергетических химических и физико-химических процессов
Абсоретический анализ. Возможность протекания химических реакций и осуществление химических процессов при заданных условиях.

Тепловой эффект химических реакций (G) – количество теплоты выделяемой или поглощенной при изотермическом проведении реакции.

Q>0 (экзотермическая реакция) Q<0 (эндотермическая реакция)

Законы термохимии

Закон Лавуазье-Лапласа: тепловой эффект прямой реакции всегда равен всегда равен тепловому эффекту обратной реакции с противоположным знаком.

Q(пр) = -Q(обр)

Закон Гесса: тепловой эффект не зависит от пути его протекания и числа его стадий, а зависит от начального и конечного состояния.

ΔU = Q – A.

Q = ΔU + A.

Энтальпия - это тепловой эффект реакции, измеренный (или вычисленный) для случая, когда реакция происходит в открытом сосуде (т.е. при неизменном давлении). Обозначается как ΔH.

Стандартная энтальпия образования простых веществ и химических соединений- энтальпия при стандартных условиях Т-289К P=1,013*10³ Па µ=1 моль

Следствие из Закона Гесса

Тепловой эффект реакции равен сумме энтальпии образования продуктов минус энтальпии образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.

aA+bB=cC+dD

ΔH=cΔH(C)+dΔH(D)-aΔH(A)-bΔH(B)
Энтропия – это мера беспорядка системы, состоящая из многих элементов.

Второй закон термодинамики: все самопроизвольные процессы в замкнутой неравновесной системе происходят в таком направлении, при котором энтропия системы возрастает; в состоянии теплового равновесия она максимальна и постоянна.

ΔS≥Q/T

Изменение энтропии в физико-химических процессах.
ΔS=S₂-S₁

Условия самопроизвольного протекания химической реакции

ΔH	ΔS	T
-	+	При любых t (самопроизв.)
+	-	Не при каких t ( не будет сам.)
+	+	При высоких t (самопроизв.)
-	-	При низких t (самопроизв.)

По уравнению Гиббса

ΔG= ΔH-Т ΔS

(Т=t+273)

2) По следствию из закона Гесса

ΔG_реак.= ΔG_пр. – ΔG_исх.

По уравнению Гиббса

2) По следствию из закона Гесса

ΔG_реак.= ΔG_пр. – ΔG_исх.
3. Дисперсные системы.

Дисперсные системы. Классификации дисперсных систем. Термодинамика процесса растворения. Способы выражения концентрации растворов. Свойства растворов неэлектролитов (осмос и осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Закон Рауля. Кипение и кристаллизация растворов). Растворы электролитов. Изотонический коэффициент Вант-Гоффа. Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Диссоциация кислот, солей и оснований. Сила электролитов (слабые и сильные). Константа и степень диссоциации. Активность. Коэффициент активности. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. рН и рОН. Произведение растворимости. Условия образования и растворения осадка. Обратимые и необратимые реакции. Условия смещения ионных равновесий.

Дисперсные системы – это система, образованная из двух или более фаз (тел), которые совершенно или практически не смешиваются и не реагируют друг с другом химически.

Классификации дисперсных систем:

Взвеси. R>10^-7. Система непрочна, распределенные вещества самопроизвольно оседают вниз или поднимаются наверх.
Молекулярные или истинные растворы. R<10^-9. Система устойчива, не разделяется при сколь угодном стоянии
Коллоидные растворы. 10^-9^-7

В зависимости от агрегатного состояния распределенного вещества, взвеси подразделяют на эмульсии (в жидком состоянии) и суспензии (твердое).

Сущность процесса растворения. Термодинамика процесса растворения.

Растворение веществ часто происходит с выделением или поглощением теплоты, иногда с изменением объема. Основоположником теории растворов является Д.И. Менделеев. Сущность процесса растворения сводится к следующему:

В растворах между компонентами раствора имеется взаимодействие, что приводит к образованию нестойких соединений переменного состава. Эти соединения растворенного вещества и растворителя называется сольватами, если растворитель – вода, то их называют гидратами.
Раствор является динамической системой, в котором распадающиеся соединения находятся в подвижном равновесии с продуктами распада в соответствии с законом действующих масс.
Сольватация (гидратация) обусловлена силами Ван-дер-Ваальса, действующими между растворенными веществом и растворителем. Сольватация протекает тем лучше, чем более полярны молекулы, составляющие раствор. Вода - хороший растворитель, так как её молекулы сильно полярны. Гидратная вода может быть связана с молекулами твердого вещества и входить в состав кристаллов (кристаллогидраты): CuSO4 ∙ 5 H2O –медный купорос, CaSO4 ∙ 2 H2O – гипс.

Процесс растворения можно выразить схемой:

растворенное вещество + растворитель вещество в растворе ∆ Н .

Тепловой эффект, сопровождающий процесс растворения, относящийся к 1 молю растворенного вещества называется молярной теплотой растворения ∆ Н раств.

∆Н раств. = ∆Н 1 + ∆Н 2

∆Н 1 > 0 - количество теплоты, затраченной на распределение частиц растворяемого вещества среди молекул растворителя (процесс эндотермический).

∆Н 2 < 0 - тепловой эффект сольватации (процесс экзотермический).

Тепловой эффект сольватации - количество теплоты, которая выделяется при взаимодействии растворенного вещества с молекулами растворителя и образование связей между ними.

для твердого вещества:

∆Н1 > 0 - энергия необходимая для разрушения кристаллической решетки и энергия необходимая для разрыва связей между молекулами растворителя (процесс эндотермический).

В зависимоссти от того преобладает первая или вторая составляющие, процесс растворения может быть экзотермический или эндотермический:

если │ ∆Н2 │> │∆ Н1│, процесс экзотермический и ∆Н < 0;

если │∆Н2 │< │∆ Н1│, процесс эндотермический и ∆Н > 0. </0></0></1></0></0></0>

1 2 3