Каждая система обладает определенным запасом внутренней энергии, которая является функцией состояния системы, так как она не зависит только от состояния системы и не зависит от того, каким путем это состояние достигнуто.

Изменение внутренней энергии (ΔU) равно разности между количеством теплоты, полученной при протекании какого-либо процесса (Q), и количеством произведенной при этом работы (A):

ΔU=Q-A.

Первый закон термохимии (закон Лавуазье-Лапласа). Тепловой эффект прямой реакции равен по абсолютному значению и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции. Или, осуществив в системе какой-либо химический процесс, а затем – ему противоположный, мы возвращаем систему в первоначальное состояние с той же внутренней энергией, какую она имела.

Тепловой эффект образования химического соединения равен по величине, но обратен по знаку тепловому эффекту его разложения, т.е.:

ΔН_обр = -ΔН_разл
Второй термохимический закон (закон Гесса). Тепловой эффект химической реакции не зависит от пути ее протекания и определяется только начальным и конечным состоянием системы.
Первое следствие: Тепло­вой эффект реакции равен сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исход­ных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции.

Например, для реакции ₁А +₂В →₃С +₄D

можно записать:

Нº = (₃Нº_С + ₄Нº_D)  (₁Нº_A +₂Нº_B)

Или в общем виде:

ΔН_х.р= Σ_j·ΔНº_обр^прод– Σ_i·ΔНº_обр^реаг _, 

где _jи_iстехиометрические коэффициенты при химических символах продуктов и реагентов в уравнении реакции.
Второе следствие: Тепловой эффект химической реакции с участием органических веществ равен сумме теплот сгорания исходных веществ за вычетом суммы теплот сгорания продуктов реак­ции с учетом стехиометрических коэффициентов.

Например, для реакции ₁А +₂В →₃С +₄D

можно записать:

Нº = (₁Нº_A +₂Нº_B)  (₃Нº_С + ₄Нº_D)

Или в общем виде:

ΔНº_х.р = Σ_i·ΔНº_сгор^реаг – Σ_j·ΔНº_сгор.^прод 
Зависимость теплового эффекта реакции от температуры может быть выражена через изменение теплоемкости системы в результате прохождения химиче­ского процесса или фазового превращения. Изменение теплоемкости для процесса при постоян­ном давлении может быть записано так:

---

С_Р = d (H) / dT

В этом выражении С_Р=_j С_Рпрод_i С_Рисх 

где С_Рпрод и С_Рисх – теплоемкости продуктов и реагентов в данной химической реакции.
Закон Киргофа

Закон Кирхгофа устанавливает зависимость теплового эффекта химической реакции от температуры: температурный коэффициент теплового эффекта химической реакции равен изменению теплоёмкости системы в ходе реакции. Закон Кирхгофа лежит в основе расчёта тепловых эффектов при разных температурах.
Таким образом, если известно стандартное значение энтальпии какой-либо реакции ΔНº, то энтальпия этой реакции при любой температуре может быть рассчитана по закону Кирхгофа как:

ΔН_Т = ΔНº + ΣС_Р · ΔT


24. Факторы, влияющие на скорость химической реакции.
Скорость химической реакций зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции: концентрации, температуры, присутствия катализатора, давления, а также от степени измельчения веществ, облучения, среды, в которой протекает реакция и т.д.
Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ выражается законом действия масс, сформулированным в 1867 году норвежскими учеными Гульбергом и Вааге:

Скорость химической реакции при постоянной температуре прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов

Закон действия масса может быть выражен кинетичес­ким уравнением,

Тай, для реакции

mA + nB ↔ qD + pC

кинетическое уравнение имеет вид:

v = k∙[A]^m∙[B]ⁿ

где v – скорость реакции;

k – коэффициент пропорциональности;

– концентрация веществ А, В;

– показатель степеней, в которые необходимо возвести концентрации веществ.

В кинетическом уравнении вместо концентраций реагирующих веществ можно использовать величины, от них зависящие. Так, если в реакции участвует газообразное вещество, то вместо кон­центрации газообразного вещества ставится его парциальное дав­ление.

---

Коэффициент пропорциональности (k) называют константой скорости.

Если концентрации каждого из реагирующих веществ равны единице то константа скорости химической реакции численно равна ско­рости реакции при концентрации каждого из реагирующих веществ равной единице.

Константа скорости зависит от природы реагирующих веществ и температуры и не зависит от концентрации реагирующих веществ.
Зависимость скорости химической реакции от температуры.

При повышении температуры скорость химической реакции заметно возрастает.

Количественная зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа.

При повышении температуры на каждые 10 градусов скорости большинства реакций увеличивается в 2-4 раза.

Для характеристики зависимости скорости химической реакции (константы скорости) от температуры используют температурный коэф­фициент скорости, реакции (γ), называемый также коэффициентом Вант-Гоффа. Температурный коэффициент скорости реакции показывает, во сколько раз увеличится скорость реакции с повышением температуры реагирующих веществ на 10 градусов.

Математически зависимость скорости реакции от температуры выражается соотношением


где γ – температурный коэффициент скорости;

– константа скорости реакции при температуре Т ;

V₁ – скорость реакции при температуре Т₁;

–– константа скорости реакции при температуре Т + 10;

V₂ –– скорость реакции при температуре T₂.
Возрастание скорости реакции с повышением температуры объясняет теория активации. Согласно этой теория частицы реагирующих веществ пристолкновении должны преодолеть силы отталкивания, ослабить или разорвать старые химические связи и образовать новые. На это они должны затратить определен­ную энергию, т.е. преодолеть какой-то энергетический барьер. Частица, обладающие избыточной энергией достаточной дня преодо­ления энергетического барьера, называют активными частицами.

При обычныхусловиях активных частиц в системе мало, и реакцияпротекает с меньшей скоростью. Но неактивные частицы могут стать активными, если сообщить им дополнительную энергий. Одним из способов активации частиц является повышением температуры. При повышении температуры резко возрастает число активных частиц в системе и скорость реакции увеличивается.

---

Энергия, которую необходимо со­общить одному молю реагирующего вещества для перевода в активное состояние, называется энергией активация.

Энергию активации обозначают и выражают в кДж/моль.Величина энергии активации определяется опытным путем. Она зави­сит от природы реагирующих веществ и является важнейшей характеристикой каждой реакции.

Энергия активации входит в уравнение Аррениуса, отражающего зависимость константы скорости реакции от температуры


где –– константа скорости реакции;

–– предекспонециальный множитель (постоянная величина для денной реакции);

–– энергия активации;

R–– универсальная газовая постоянная;

Т –– абсолютная температура.
Влияние катализатора на скорость химической реакции.

Многие реакции можно значительно ускорить путем введения некоторых веществ, состав и количество которых остается неизменным к концу реакции. Эти вещества навивают катализаторами, а явление изменения скорости реакции под их влиянием – катализом.

Различают гомогенный игетерогенный катализ. В случае гомо­генного катализа реагирующие вещества и катализатор находятся в одной фазе (газ, раствор), в случае гетерогенного катализа – в разных фазах (твердое вещество в газовой среде, или в растворе).

В большинстве случаев действие катализатора объясняется образованием промежуточных соединений (активированных комплексов сучастием катализатора) со значительно меньшей затратой энер­гии, чем при образовании активированных комплексов, возникающих без катализатора. Иначе говоря, действие катализатора связано со снижением энергии активации реакции.

Влияние катализатора на скорость реакции можно рассмотреть на примере взаимодействия веществ А и В

---

29. Водные растворы. Способы выражения состава растворов.
Водный раствор — разновидность раствора, в которой растворителем служит вода. Будучи превосходным растворителем, именно вода используется для приготовления большинства растворов в химии.

Вещества, которые плохо растворяются в воде, называют гидрофобными ('боящимися воды'), а хорошо в ней растворяющиеся —гидрофильными ('любящими воду'). Примером типичного гидрофильного соединения может служить хлорид натрия (поваренная соль).



Если вещество образует водный раствор, который хорошо проводит электрический ток, то он называется сильным электролитом; в противном случае — слабым. Сильные электролиты в растворе почти полностью распадаются на ионы (α→1), а слабые практически не распадаются (α→0).

Вещества, растворяющиеся в воде, но не распадающиеся на ионы (то есть находящие в растворе в молекулярном состоянии), называются неэлектролитами (пример — сахар).
Способы выражения состава растворов

Одной из важнейших характеристик растворов, выражающей его состав, является концентрация.

Для выражения состава раствора и содержания растворенного вещества применяют различные способы выражения концентрации.

1. Массовая доля компонента ω_i – отношение массы i-го компонента m_i к массе раствора



где ω_i– безразмерная величина, принимающая значения от 0 до 1 или от 0 до 100 % (в последнем случае говорят о процентной концентрации).

2. Молярная (мольная) доля компонента X_i – отношение числа молей i-го компонента n_i к сумме молей всех компонентов, образующих раствор, безразмерная величина



3. Моляльная концентрация, или моляльность, С_m – число молей n растворенного вещества, приходящихся на 1 кг растворителя, моль/кг:

---

Смотрите также файлы

• Контрольная работа по дисциплине Оценка и аттестация персонала Исполнитель Потапов В. Г.docx

• Гештальт подход и творческие методы в коррекции страхов у детей дошкольного возраста. Педагог психолог.pptx

• 7 Действия личного состава при возникновении аварийных ситуаций возникающих в ходе тушения пожара. (Часть 1).docx

• Решение m t r2 120 где m активность источника облучения, мгэкв Ra t время облучения за рабочую неделю, ч.docx

• Проектирование сто на базе атп.docx