Основные понятия в химии
 Скачать 91.43 Kb.
|
|
Следствие 1. Тепловой эффект химической реакции равен разности суммы теплот образования продуктов реакции и суммы теплот образования исходных веществ (суммирование проводится с учетом стехиометрических коэффициентов). Для реакции вида aA + bB = cC + dD тепловой эффект равен ΔH = с *ΔHобр(С) + d *ΔHобр(D) - a *ΔHобр(A) – b *ΔHобр(B). Теплота образования ΔHобр – это тепловой эффект образования одного моля соединения из простых веществ при заданных условиях. Следствие 2. Тепловой эффект химической реакции aA + bB = cC + dD равен разности теплот сгорания исходных веществ и продуктов реакции (с учетом стехиометрических коэффициентов): ΔH = a *ΔHобр(A) + b *ΔHобр(B) – с *ΔHобр(С) – d *ΔHобр(D). Теплота сгорания – это теплота реакции полного окисления одного моля вещества. Это следствие обычно используют для расчетов органических реакций. Следствие 3. изменение энтальпии в химической реакции равно разности энергий разрываемых и образующихся химических связей. Энергия связи А-В – это энергия, необходимая для разрыва связи и разведения образующихся частиц на бесконечное расстояние: АВ(г)→А(г)+В(г). Энергия связи всегда положительна. 30. Энтропия. Второй закон термодинамики. Энергия Гиббса, определение направления протекания процесса и состояния равновесия. Энтропия (S) – мера неупорядоченности состояния системы. W – число микросостояний системы, термодинамическая вероятность. S=RlnW. В отличие от других термодинамических функций, можно определить не только изменение, но и абсолютное значение. При абсолютном нуле энтропия идеального кристалла равна нулю. Энтропия растёт по мере повышения температуры. Второй закон термодинамики: самопроизвольно протекают только те реакции, которые сопровождаются увеличением энтропии. Второй закон термодинамики имеет несколько формулировок. Для систем, которые не обмениваются с окружающей средой ни энергией, ни веществом (изолированные системы), второй закон термодинамики имеет следующую формулировку: в изолированных системах самопроизвольно идут только такие процессы, которые сопровождаются возрастанием энтропии:. dS> 0. Второй закон термодинамики имеет статистический характер, т.е. справедлив лишь для систем, состоящих из очень большого числа частиц. Системы, в которых протекают химические реакции, не бывают изолированными, так как они сопровождаются изменением внутренней энергии системы (тепловым эффектом реакции), т.е. система обменивается энергией с окружающей средой. Химические реакции могут протекать самопроизвольно и без возрастания энтропии, но при этом увеличивается энтропия окружающей среды. Например, химические реакции в организме любого существа сопровождаются уменьшением энтропии (происходит упорядочение системы). Однако организм получает энергию из окружающей среды (пища, воздух). Получение пищевых продуктов сопровождается возрастанием энтропии окружающей среды, т.е. жизнь каждого существа связана с возрастанием энтропии. Однако, если в системе протекает химическая реакция, то система обменивается энергией с окружающей средой, т.е. не является изолированной. Химические реакции обычно сопровождаются изменением Как энтропии, так и энтальпии. Энергия Гиббса (G) – термодинамическая функция состояния системы (кДж/моль). ΔG = ΔH – T*ΔS ΔG = ΔGкон - ΔGнач ΔG = - R*T *lnKравн ; (Т= ΔH/ΔS) –равновесная температура. ΔG = -z*F*ΔE Если ΔG<0, то реакция может протекать самопроизвольно. 31. Третий закон термодинамики (постулат Планка). В отличие от других термодинамических функций, можно определить не только изменение, но и абсолютное значение энтропии. Это вытекает из высказанного в 1911г. М. Планком постулата, согласно которому "при абсолютном нуле энтропия идеального кристалла равна нулю". Этот постулат получил название третьего закона термодинамики. По мере повышения температуры растет скорость различных видов движений частиц, т.е. число микросостояний и соответственно термодинамическая вероятность и энтропия вещества. 32. Химическое равновесие – это равновесий скоростей прямой и обратной реакций. Химическое равновесие имеет динамический характер. Скорость реакции (число частиц, образующихся в единицу времени и единице объема) в прямом направлении равна скорости реакции в обратном направлении. В условиях химического равновесия концентрации (или парциальные давления в случае газов) исходных веществ и продуктов реакции не изменяются во времени и называются равновесными концентрациями (или парциальными давлениями) веществ. В дальнейшем равновесные концентрации будем обозначать символом вещества в квадратных скобках. Например, равновесные концентрации водорода и аммиака будут обозначаться [Н2] и [NH3].Равновесное парциальное давление будем обозначать индексом р. Итак, термодинамическим условием химического равновесия является равенство энергии Гиббса химической реакции нулю, т.е. dG = 0 Константа химического равновесия. dG° = -RT ln([L]l [M]m / [D]d [В]b),[L], [M], [D], [В]равновесные концентрации соответствующих веществ; l, т, d и b показатели степени, равные стехиометрическим коэффициентам. Эти уравнения являются вариантами математического выражения закона действующих масс, открытого норвежскими учеными К.Гульдбергом и П.Вааге (1867). Закон действующих масс может быть сформулирован в следующем виде: отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, к произведению равновесных концентраций исходных веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, при Т = const является величиной постоянной. Например, для реакции синтеза аммиака: закон действующих масс имеет вид: Kc= [NH3]2/[N2][H2]3 33. Влияние температуры на равновесие. …………………………………………………………………….. 34. Принцип Ле-Шателье. Обратимые и необратимые реакции. Принцип Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в таком направлении, которое ослабляет внешнее воздействие. CH4+2H2O→CO2+4H2
35. Гомогенные и гетерогенные реакции. ……………………………………………………………………. 36. Скорость химической реакции. Порядок реакции, молекулярность. Скорость реакции – это число частиц образованных за единицу времени в единице объема. Скорость химической реакции равна изменению количества вещества в единицу времени в единице реакционного пространства. Гомогенная реакция протекает в одной фазе. Гетерогенные реакции протекают на границе раздела фаз. [моль*м-3/с] не учитывая газы. Vср = -Δc/Δt Vмг = ±dc/dt Vпр=Kпр*[A]a[B]b Vобр=Kобр*[С]с[В]d |