Q = добавленное тепло
W =работа системы

18) Закон Гессе. Следования их закона Гессе. Термохимические расчеты.
- Закон Гесса — основной закон термохимии, который формулируется следующим образом:

• 
  Тепловой эффект химической реакции, проводимой в изобарно-изотермических или изохорно-изотермических условиях, зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания.
  

Иными словами, количество теплоты, выделяющееся или поглощающееся при каком-либо процессе, всегда одно и то же, независимо от того, протекает ли данное химическое превращение в одну или в несколько стадий (при условии, что температура, давление и агрегатные состояния веществ одинаковы). Например, окисление глюкозы в организме осуществляется по очень сложному многостадийному механизму, однако суммарный тепловой эффект всех стадий данного процесса равен теплоте сгорания глюкозы.



На рисунке приведено схематическое изображение некоторого обобщенного химического процесса превращения исходных веществ А₁, А₂… в продукты реакции В₁, В₂…, который может быть осуществлен различными путями в одну, две или три стадии, каждая из которых сопровождается тепловым эффектом ΔH_i. Согласно закону Гесса, тепловые эффекты всех этих реакций связаны следующим соотношением:



Закон открыт русским химиком Г. И. Гессом в 1840 г.; он является частным случаем первого начала термодинамики применительно к химическим реакциям. Практическое значение закона Гесса состоит в том, что он позволяет рассчитывать тепловые эффекты самых разнообразных химических процессов; для этого обычно используют ряд следствий из него.

---

Следствия из закона Гесса

• 
  Тепловой эффект прямой реакции равен по величине и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции (закон Лавуазье — Лапласа).
  

• 
  Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот образования (ΔH_f) продуктов реакции и исходных веществ, умноженных на стехиометрические коэффициенты (ν):
  

• 
  Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот сгорания (ΔH_c) исходных веществ и продуктов реакции, умноженных на стехиометрические коэффициенты (ν):
  

Таким образом, пользуясь табличными значениями теплот образования или сгорания веществ, можно рассчитать теплоту реакции, не прибегая к эксперименту. Табличные величины теплот образования и сгорания веществ обычно относятся к т. н. стандартным условиям. Для расчёта теплоты процесса, протекающего при иных условиях, необходимо использовать и другие законы термохимии, например, закон Кирхгофа, описывающий зависимость теплового эффекта реакции от температуры.

• 
  Если начальное и конечное состояния химической реакции (реакций) совпадают, то её (их) тепловой эффект равен нулю.
  

19) Энтропия и второй закон термодинамики. Энергия Гиббса.

- Второй закон связан с понятием энтропии, являющейся мерой хаоса (или мерой порядка). Второй закон термодинамики гласит, что для вселенной в целом энтропия возрастает.
Существует два классических определения второго закона термодинамики :

• 
  Кельвина и Планка
  Не существует циклического процесса, который извлекает количество теплоты из резервуара при определенной температуре и полностью превращает эту теплоту в работу. (Невозможно построить периодически действующую машину, которая не производит ничего другого, кроме поднятия груза и охлаждения резервуара теплоты)
  
• 
  Клаузиуса
  Не существует процесса, единственным результатом которого является передача количества теплоты от менее нагретого тела к более нагретому. (Невозможен круговой процесс, единственным результатом которого было бы производство работы за счет охлаждения теплового резервуара)
  

---

Оба определения второго закона термодинамики опираются на первый закон термодинамики, утверждающий, что энергия убывает.

Второй закон связан с понятием энтропии (S).

Энтропия порождается всеми процессами, она связана с потерей системы способности совершать работу. Рост энтропии - стихийный процесс. Если объем и энергия системы постоянны, то любое измение в системе увеличивает энтропию. Если же объем или энергия системы меняются, энтропия системы уменьшается. Однако, энтропия вселенной при этом не уменьшается.

Для того, чтобы энергию можно было использовать, в системе должны быть области с высоким и низким уровнями энергии. Полезная работа производится в результате передачи энергии от области с высоким уровнем энергии к области с низким уровнем энергии.

• 
  100% энергии не может быть преобразовано в работу
  
• 
  Энтропия может вырабатываться, но не может быть уничтожена
  
• 
  Свободная энергия Гиббса (или просто энергия Гиббса, или потенциал Гиббса, или термодинамический потенциал в узком смысле) — это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции и дающая таким образом ответ на вопрос о принципиальной возможности протекания химической реакции; это термодинамический потенциал следующего вида:
  
• 
  
  
• 
  Энергию Гиббса можно понимать как полную химическую энергию системы (кристалла, жидкости и т. д.)
  
• 
  Понятие энергии Гиббса широко используется в термодинамике и химии.
  
• 
  Самопроизвольное протекание изобарно-изотермического процесса определяется двумя факторами: энтальпийным, связанным с уменьшением энтальпии системы (ΔH), и энтропийным T ΔS, обусловленным увеличением беспорядка в системе вследствие роста её энтропии. Разность этих термодинамических факторов является функцией состояния системы, называемой изобарно-изотермическим потенциалом или свободной энергией Гиббса (G, кДж)
  

20) Основные положения химической кинетики. Скорость хим. реакции. Порядок и молекулярность хим. реакции.

- Основной закон химической кинетики. Кинетические уравнения

Получение экспериментальных данных по скоростям химических реакций позволили Н. Н. Бекетову в 1864 г. высказать

---

гипотезу о количественной взаимосвязи между массами реагентов и временем протекания реакции.

В 1867 г. голландцы К. Гульдберг и П. Вааге установили характер этой зависимости и открыли основной закон химической кинетики – закон действия масс:

при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению мгновенных концентраций, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов.

 При этом стехиометрические коэффициенты должны отражать механизм элементарных актов реакции.

Кинетическое уравнение, отражающее механизм взаимодействия, может быть получено только в результате экспериментального изучения реакций и не всегда совпадает с суммарным стехиометрическим уравнением.

Для реакции в общем виде: , формальное условное кинетическое уравнение прямой реакции , обратной – .

Вид кинетического уравнения зависит от порядка реакции.

В общем случае постулат химической кинетики для реакции можно выразить в общем виде как , где коэффициенты n₁, n₂, определяют порядокреакции по данному компоненту (коэффициенты n могут быть целочисленными, дробными или равными нулю. Порядок реакции определяют, анализируя последовательность:

 



 

Рис. 12. Схема графического метода определения порядка реакции: а – 0-й порядок; б – 1-й порядок; в – 2-й порядок

21) Зависимость скорости хим. реакции от температуры.

- Объяснение зависимости скорости реакции от температуры было дано С.Аррениусом. К реакции приводит не каждое столкновение молекул реагентов, а только наиболее сильные столкновения. Лишь молекулы, обладающие избытком кинетической энергии, способны к химической реакции.

---

С.Аррениус рассчитал долю активных (т.е. приводящих к реакции) соударений реагирующих частиц a, зависящую от температуры: -  = exp(-E/RT). и вывел уравнение Аррениуса для константы скорости реакции:

k = k_oe^-E/RT

где k_o и E dзависят от природы реагентов. Е - это энергия, которую надо придать молекулам, чтобы они вступили во взаимодействие, называемая энергией активации.

22)Принцип Ле-Шателье.

- Принцип Ле Шателье — Брауна (1884 г.) — если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация, внешнее электромагнитное поле), то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия.
Анри Ле Шателье (Франция) сформулировал этот термодинамический принцип подвижного равновесия, позже обобщённый Карлом Брауном^[1].
Принцип применим к равновесию любой природы: механическому, тепловому, химическому, электрическому (эффект Ленца, явление Пельтье)^[2].
Если внешние условия изменяются, это приводит к изменению равновесных концентраций веществ.В этом случае говорят о нарушении или смещении химического равновесия.
Химическое равновесие смещается в ту или иную сторону при изменении любого из следующих параметров:
1) температуры системы, т.е. при её нагревании или охлаждении
2)давления в системе, т.е. при её сжатии или расширении
3) концентрации одного из участников обратимой реакции

23) Энергия активации. Факторы, влияющие на скорость хим. реакции.
- Энергия активации в химии и биологии — минимальное количество энергии, которое требуется сообщить системе (в химии выражается в джоулях на моль), чтобы произошла реакция. Термин введён Сванте Августом Аррениусом в 1889. Типичное обозначение энергии реакции E_a.
С корость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции: концентрации с, температуры t , присутствия катализаторов, а также от некоторых других факторов (например, от давления - для газовых реакций, от измельчения - для твердых веществ, от радиоактивного облучения).

Влияние концентраций реагирующих веществ. Чтобы осуществля­лось химическое взаимодействие веществ А и В, их молекулы (части­цы) должны столкнуться. Чем больше столкновений, тем быстрее протекает реакция. Число же столкновений тем больше, чем выше концентрация реагирующих веществ. Отсюда на основе обширного экспериментального материала сформулирован основной за­кон химической кинетики, устанавливающий зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ:

---

Смотрите также файлы

• Причины гиповитаминоза у детей весной.pdf

• Практическая работа Анализ содержания и методического аппарата умк с точки зрения требований примерных рабочих программ (учитель английского языка Хасанова Э. Д. гр. 486).doc

• Лексус Левобережный Facebook com (дублирование vk com, Instagram com) Контент, апрель 2019.docx

• Тема Происхождение, сущность и функции денег. Денежные системы. Системы металлического денежного обращения.docx

• Контрольная работа 3 по теме Признаки равенства треугольников Цель проверить знания, умения и навыки учащихся по данной теме.docx