ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 23.11.2023
Просмотров: 8
Скачиваний: 1
ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.
1) Основные закономерности химических реакций
В основных закономерностей протекания химических реакций относятся тепловой эффект реакции, химическое равновесие, скорость реакции, катализатор. Рассмотрим каждый из них.
Тепловой эффект реакции ∆Н — это теплота, которая выделяется или поглощается системой при течении в ней химической реакции. В зависимости от того, происходит реакция с выделением теплоты или сопровождается поглощением теплоты, различают экзо-и эндотермические реакции. К первым, как правило, относятся все реакции соединения, а ко вторым — реакции разложения.
Химическое равновесие — это такое состояние системы, когда скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.
Процессы, которые одновременно происходят в двух взаимно противоположных направлениях (прямом и обратном), называются обратимыми.
Большинство химических реакций обратимы. Они происходят самопроизвольно до установления в системе химического равновесия. После наступления равновесия концентрации исходных веществ и продуктов реакции при данных условиях остаются неизменными. Равновесие нарушается, если изменяются температура, концентрация реагентов, давление (для газообразных систем). Закономерность влияния внешних условий на равновесие обратимых химических реакций установил французский ученый Ле Шателье. Ее назвали в честь принципом Ле Шателье. Он формулируется так: если условия, при которых система находится в равновесии, изменить, то равновесие смещается в сторону тех процессов, которые этому изменению противодействуют. Например, если увеличить концентрацию одного из исходных веществ, то равновесие в системе сместится в сторону той реакции, которая уменьшает концентрацию введенного вещества.
Скорость химической реакции. Известно, что химические реакции происходят с разной скоростью. О скорости реакции делают вывод на основании изменения концентрации одного из веществ за единицу времени.
На скорость протекания реакций влияют различные факторы: природа веществ, концентрация их, температура, площадь поверхности соприкосновения реагирующих веществ, катализатор.
Катализатор — это вещество, которое изменяет скорость химической реакции, но количественно при этом не расходуется и в состав продуктов не входит.
Понятие энтропии впервые было введено Клаузиусом в термодинамике в 1865 году для определения меры необратимого рассеивания энергии, меры отклонения реального процесса от идеального. Определённая как сумма приведённых теплот, она является функцией состояния и остаётся постоянной при замкнутых обратимых процессах, тогда как в необратимых замкнутых — её изменение всегда положительно. В открытой системе может происходить уменьшение энтропии рассматриваемой системы за счет уноса энергии, например в виде излучения, при этом полная энтропия окружающей среды увеличивается.
Энтропия устанавливает связь между макро- и микросостояниями. Особенность данной характеристики заключается в том, что это единственная функция в физике, которая показывает направленность процессов. Поскольку энтропия является функцией состояния, то она не зависит от того, как осуществлён переход из одного состояния системы в другое, а определяется только начальным и конечным состояниями системы.
Энергия Гиббса и направление протекания реакции
В химических процессах одновременно действуют два противоположных фактора — энтропийный T∆S и энтальпийный ∆H.
Суммарный эффект этих противоположных факторов в процессах, протекающих при постоянном давлении и температуре, определяет изменение энергии Гиббса.
Из этого выражения следует: ∆G = ∆H - T∆S, то есть некоторое количество теплоты расходуется на увеличение энтропии T∆S), эта часть энергии потеряна для совершения полезной работы (рассеивается в окружающую среду в виде тепла), её часто называют связанной энергией. Другая часть теплоты ∆G может быть использована для совершения работы, поэтому энергию Гиббса часто называют также свободной энергией.
Характер изменения энергии Гиббса позволяет судить о принципиальной возможности осуществления процесса. При ∆G<0 процесс может протекать — самопроизвольный процесс,
при ∆G>0 процесс протекать не может — несамопроизвольный процесс (иными словами, если энергия
Гиббса в исходном состоянии системы больше, чем в конечном, то процесс принципиально может протекать, если наоборот — то не может). Если же ∆G=0, то система находится в состоянии химического равновесия.
Обратите внимание, что речь идёт исключительно о принципиальной возможности протекания реакции. В реальных же условиях реакция может не начинаться и при соблюдении неравенства ∆G<0 (по кинетическим причинам).
Существует полезное соотношение, связывающее изменение свободной энергии Гиббса ∆G в ходе химической реакции с её константой равновесия Kр:
∆G = - RTlnKр
где Кр - равновесная константа по давлению (только в барах).
0>0>