Химическая термодинамика. Химическая кинетика. Химическое равновесие.

Часть 1. Основные понятия химической термодинамики
План лекции
1. Понятие о термодинамике. Термодинамические функции: внутренняя энергия, энтальпия, энтропия ,свободная энергия Гиббса.
2. I закон термодинамики. Внутренняя энергия. Энтальпия. Энтальпия образования.
3. Понятие о термохимии. Законы термохимии: закон Гесса и следствие из него, закон Лавуазье-Лапласа.
4. Энтропия. II закон термодинамики.
5. Направление протекания химических процессов. Свободная энергия Гиббса.

1. Понятие о термодинамике

Термодинамика - наука о превращениях различных форм энергии и законах этих превращений.
Химическая термодинамика - область термодинамики, которая занимается изучением энергетических изменений в химических реакциях .
Термодинамическая система -совокупность макроскопических тел, которые могут обмениваться энергией и веществом между собой , а также с другими телами.
Системы, содержащие одну фазу, называются гомогенными , а системы состоящие из двух или более фаз ,относятся к гетерогенным .
Н2(г) +Сl2(г) → 2HCI (г) – гомогенная система;
Cu(тв) +Сl2 (г) → CuCl2(тв) – гетерогенная система.
Состояние системы описывается следующими параметрами: давлением (Р), температурой (Т), объёмом (V) и массой (m).
Есть процессы, протекающие при постоянном значении некоторых параметров. Изотермические процессы совершаются при постоянной Т, изобарические – при постоянном Р, изохорические – при постоянном V.

Термодинамические функции

Для характеристики состояния системы и происходящих в ней изменений необходимо знать изменение таких свойств системы как:
Внутренняя энергия (U)
Внутренняя энергия представляет собой общий запас энергии системы.
Энтальпия (Н)
Энтальпия характеризует теплосодержание системы.
Энтропия (S)
Энтропия представляет собой количественную меру беспорядка в системе.
Изобарно-изотермический потенциал или свободная энергия Гиббса (G)
Свободная энергия Гиббса определяет направление самопроизвольного течения химического процесса.

3. Первый закон термодинамики

I закон термодинамики: Сумма изменений внутренней энергии и совершенной системой работы равны сообщенной системе теплоте.
Q = ΔU + A,
где Q – количество теплоты, подводимой к данной системе извне,
ΔU – изменение внутренней энергии,
A – работа.
В химических реакциях под работой против внешних сил подразумевается работа против внешнего давления:
A = P(V2 – V1) = PV
При изохорном процессе (V= 0) , то Qv =ΔU
При изобарном процессе (P=const), то Qp = (U2-U1) + P(V1-V2)
Qp = (U2+PV2) - (U1-PV1)
U+PV=H
Qp=ΔH
гдеН – энтальпия.

Энтальпия. Энтальпия образования.

Энтальпия (Н)- это энергия расширенной системы.
В экзотермических реакциях (с выделением тепла) Q>0, ΔH<0
В эндотермических реакциях (с поглощением тепла) Q<0, ΔH>0
В термохимических расчетах используют энтальпии образования веществ Нообр.298.
Под энтальпией образования понимают тепловой эффект реакции образования 1 моля вещества из простых веществ при стандартных условиях (P=101,3кПа; Т=298 К).
Энтальпии образования простых веществ, устойчивых в стандартных условиях, принимают равными нулю (Например, НоО2 = 0).

3.Термохимия.Законы термохимии

Раздел химии, посвященный количественному изучению тепловых эффектов реакции, называется термохимией.
Тепловые эффекты реакций определяются экспериментально и с помощью термохимических расчетов. Уравнение химической реакции с указанием теплового эффекта называется термохимическим уравнением.
Например, термохимическое уравнение синтеза 1 моль воды имеет вид
Н2(г) + 1/2О2(г) = Н2О(ж) , Q = 285 кДж.
Основу термохимических расчетов составляют законы, сформулированные Лавуазье-Лапласом и Г.И.Гессом.

Закон Гесса

Закон Гесса: Тепловой эффект реакции зависит только от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути процесса, т.е. от числа и характера промежуточных стадий.
Например:
С(графит) + О2(г) = СО2(г) ; Q1
Из тех же исходных веществ можно получить 1 моль СО2, проводя процесс в две стадии: 
С(графит) + 1/2О2(г) = СО(г) ;Q2
СО(г) + 1/2О2(г) = СО2(г) ;Q3
Q1 = Q2 + Q3 .

Следствие из закона Гесса

Следствие из закона Гесса: Для любой реакции при постоянном давлении изменение энтальпии химической реакции (Нх,р) равно разности между суммой энтальпий образования продуктов реакции (Нобр. прод. р-ции) и сумой энтальпий образования исходных веществ (Нобр. исх. в-в)
Нх.р. = Нобр.прод. р-ции – Нобр.исх.в-в
Для абстрактной реакции: aA + bB + …. = dD + eE + ….
Нх.р. = (dНобр,D + еНобр,E + ….) – (аНобр.A + bНобр.B)
Для реакции разложения бертолиевой соли: 2KClO3(к) = 2KCl(к) + 3O2(г)
Нх.р. = (3НобрО2(г) +2Н обр KCl(к)) – (2Н обр KClО3(к))

Закон Лавуазье- Лапласа

Закон Лавуазье- Лапласа: Теплота разложения данного химического соединения на простые вещества численно равна теплоте образования этого соединения из соответствующих простых веществ, но имеет противоположный знак.
Например:
Са + 1/2О2 = СаО Q = 635,5 кДж.
СаО = Са + 1/2 О2 Q = - 635,5 кДж.

4. Второй закон термодинамики. Энтропия.

Энтропия (S) представляет собой количественную меру беспорядка в системе.
Энтропия определяется из уравнения Больцмана
S = R lnW,   где R – коэффициент пропорциональности;
W – вероятность существования макросистемы.
II закон термодинамики: В изолированных термодинамических системах самопроизвольно могут протекать только такие процессы (в том числе и химические), при которых энтропия системы возрастает (S > 0).
Изменение энтропии в химических процессах определяется согласно следствию из закона Гесса: S = Sпрод.р-ции – Sисх.в-в
Энтропия зависит от:
1) фазового состояния вещества : Sтв< Sж 2) структурного состояния вещества: Sкрист.< Sаморф.;
3) об изменении энтропии в химических реакциях можно судить по изменению объема системы в ходе реакции: энтропия понижается при уменьшении объемов продуктов реакции

5. Направление протекания химических процессов. Свободная энергия Гиббса.

Устойчивость любой системы, в том числе и химической, определяется соотношением энтальпийного (Н) и энтропийного (S) факторов.
Функция состояния системы, учитывающая совместное влияние энтальпийного и энтропийного факторов называется свободной энергией Гиббса или изобарно-изотермическим потенциалом (G).
ΔGр,т.=ΔН –ТΔS
Знак G определяет направление самопроизвольного течения химического процесса:
ΔG<0 – процесс термодинамически возможен
ΔG>0 – процесс термодинамически невозможен
ΔG=0 – термодинамическое равновесие
Изменение энергии Гиббса в химических процессах определяется согласно следствию из закона Гесса:
Gх.р. = Gобр.прод. р-ции – Gобр.исх.в-в

Часть 2. Химическая кинетика. Химическое равновесие.

План лекции
1. Понятие о химической кинетике. Скорость реакции в гомогенной и гетерогенной системах.
2. Факторы влияющие на скорость реакций.
3. Обратимые реакции. Химическое равновесие.
4.Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.

1. Понятие о химической кинетике. Скорость реакции в гомогенной и гетерогенной системах.

Химическая кинетика занимается выяснением особенностей развития процесса во времени, изучает механизм взаимодействия реагентов на атомно-молекулярном уровне.
Исходным и основополагающим понятием в химической кинетике является понятие о скорости химических реакций. Скорость химической реакции определяется количеством элементарных актов взаимодействия в единицу времени.
Скорость гомогенной химической реакции определяется числом элементарных актов реакции, происходящих в единицу времени в единице объема.
где гом. – скорость гомогенной реакции; Р – число элементарных актов;
t – время протекания реакции; V – объем.
Скорость гетерогенной химической реакции определяется числом элементарных актов реакции, происходящих в единицу времени на единицу площади поверхности.
где гет. – скорость гетерогенной реакции; S - площадь поверхности.

2. Факторы влияющие на скорость реакций.

Скорость химических реакций зависит от:
1) природы реагирующих веществ;
2) концентрации;
3) температуры;
4) наличия катализатора;
5) давления (для газообразных веществ);
6) степени дисперсности (для твердых веществ).
Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ определяет закон действия масс: скорость химической реакции при постоянной температуре пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степени их стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции.
Для химической реакции aA + bB → cC + dD
математическое выражение закона действия масс будет иметь вид:
где k – константа скорости реакции; СА и СВ – концентрации реагирующих веществ; a и b – коэффициенты в уравнении реакции.

Факторы влияющие на скорость реакций.

Зависимость скорости реакции от температуры количественно выражается правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10 оС скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза.
где , – скорости реакции при начальной (t1) и конечной (t2) температурах;  – температурный коэффициент скорости реакции.
Влияние катализатора на скорость химической реакции:
Катализом называется явление изменения скорости реакции под воздействием специфических веществ, количество которых в ходе реакции не изменяется.
Вещества, ускоряющие реакцию – это катализаторы, а вещества, замедляющие реакцию – ингибиторы.
Процесс катализа может проходить в однородной системе, т.е. когда катализатор и реагирующие вещества находятся в одной фазе (гомогенный катализ) и при различии фазового состояния исходных веществ и катализатора (гетерогенный катализ).

3. Обратимые реакции. Химическое равновесие.

Химические реакции делятся на необратимые и обратимые.
Необратимыми называются реакции, которые идут в одном направлении до полного израсходования одного из реагирующих соединений.
Например: Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
Химические реакции, которые при одних и тех же условиях одновременно, идут в противоположных направлениях, называют обратимыми.
Например: прямая реакция
H2 + I22HI
обратная реакция
Скорость прямой реакции:
Скорость обратной реакции:
Состояние обратимой реакции, при котором скорости прямой и обратной реакции равны, называется химическим равновесием: пр. = обр.





При химическом равновесии:
пр. = обр.
В общем виде для химической реакции aA + bB ⇄ dD + eE
 константу химического равновесия (Kр ) можно записать в следующем виде:
Константа химического равновесия равна отношению произведения концентрации продуктов реакции в степени их стехиометрических коэффициентов к произведению концентрации исходных веществ в степени их стехиометрических коэффициентов.

4. Смещение химического равновесия

Состояние химического равновесия зависит от температуры, давления и концентрации. Изменение хотя бы одного из этих факторов приводит к смещению равновесия.
Смещение равновесия в зависимости от изменения условий в общем виде определяется принципом Ле -Шателье: Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказывается воздействие извне путем изменения какого-либо условия, определяющего положение равновесия, то оно смещается в направлении того процесса, протекание которого ослабляет эффект произведенного воздействия.
1. Изменение концентрации
При увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующего в равновесии, оно смещается в сторону расхода этого вещества; при уменьшении концентрации какого-либо из веществ равновесие смещается в сторону образования этого вещества.
Например, для реакции N2 + 3H2 ⇄ 2NH3
при повышении концентраций N2 и H2 равновесие сместится в сторону образования продуктов реакции, а при их уменьшении – в сторону исходных веществ.

Смещение химического равновесия

2. Влияние давления
При уменьшении давления равновесие сдвигается в сторону возрастания числа молекул газа, т.е. в сторону увеличения (объема) молекул газа. При увеличении давления путем сжатия системы равновесие сдвигается в сторону уменьшения числа молекул газов.
Для реакции N2 + 3H2 ⇄ 2NH3 при повышении давления равновесие сместится в сторону образования продуктов реакции (вправо), а при снижении давления – в сторону образования исходных веществ (влево).
Для системы H2 + I2 ⇄ 2HI при изменении давления равновесие не сместится, так как число молекул исходных веществ равно числу молекул продуктов реакции.
3. Влияние температуры
При изменении температуры направление смещения равновесия определяется знаком изменения энтальпии. При повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, а при понижении – в направлении экзотермической реакции.
При повышении температуры равновесие в системе N2 + 3H2 ⇄ 2NH3 H < 0 сдвигается влево, при понижении температуры - вправо.
При повышении температуры равновесие в системе N2 + O2 ⇄ 2NO H > 0 сдвигается вправо, при понижении температуры – влево.




0>

---

Смотрите также файлы

• Дневник отчет о прохождении производственной практики преддипломная практика.docx

• Направление 13. 03.docx

• Результат попытки теста #.docx

• 3 Конструкторская часть.doc

• Практическая работа Системы машинного перевода.docx