Энергетика химических превращений

Тепловой эффект ХР- изменение энергии системы при протекании в ней химической реакции при условии, что система не совершает никакой другой работы, кроме работы расширения.

Тепловой эффект ХР при постоянном давлении равен изменению энтальпии системы. Зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции, но не зависит от числа и характера промежуточных стадий.

Экзотермическая реакция- тепло выделяется.

Эндотермическая реакция- тепло поглощается.

Внутренняя энергия включает в себя все виды энергии системы, кроме кинетической энергии движения системы, как целого, и потенциальной энергии её положения. Зависит от состояния системы. Нельзя измерить. Она представляет собой способность системы к совершению работы или передаче тепла. Можно измерить изменение вн. энергии при переходе из одного состояния в другое. U=U₂-U₁

Изменение ВЭ можно измерить с помощью работы и теплоты.

Теплота- количественная мера хаотического движения частиц данной системы или тела.

Работа- количественная мера направленного движения частиц,мера энергии, передаваемой от одной системы к другой за счёт перемещения вещества от одной системы к другой под действием тех или иных сил.

I закон: Энергия не может ни создаваться, ни исчезать, но может превращаться из одной формы в другую. Q=U+W

Энтальпия системы- характеристическая функция U+pV=H, одна из термодинамических функций, характеризующих систему, находящуюся при постоянном давлении.

Энтальпия химических реакций- равна сумме энтальпий образования продуктов реакций за вычетом суммы энтальпий образования веществ исходных с учётом стехиометрических коэффициентов.

Энтальпия зависит от кол-ва вещества. Выражают кДж/моль.

Энтальпия образования- тепловой эффект образования 1 моль вещества из простых веществ, устойчивых при 298К и давлении 100кПа.

Стандартные энтальпии образования _обрН⁰в- тепловой эффект реакций образования веществ в стандартном состоянии.

Закон Гесса- тепловой эффект реакции зависит от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути реакции, т.е. от числа и хар-ра промежуточных стадий.

Термохимические уравнения процессов- уравнения, в которых указаны тепловые эффекты.

Энтропия- термодинамическая функция, мера упорядоченности состояния системы.

Термодинамическая вероятность системы W- число микросостояний системы.

Энтропия системы- RlnW=S Дж/(моль*К)

Изменение энтропии системы в результате протекания химической реакции равно сумме энтропий продуктов реакции за вычетом энтропий исходных веществ с учётом стехиометрических коэффициентов.

Изменение энтропии системы в результате протекания химической реакции:

dD + bB = lL + mM равно S = lS_L + mS_M - dS_D - bS_B

Энтропия характеризует число микросостояний, является мерой беспорядка в системе. Её увеличение говорит о переходе системы из более упорядоченного состояния к менее упорядоченному в результате тех или иных процессов.

Энергия Гиббса- G = H - TS – это часть энергетического эффекта химической реакции, которую можно превратить в работу. -G_T= W_P^max – свободная энергия.

Химическая реакция возможна, если энергия Гиббса уменьшается. G<0

Химическая реакция не может протекать самопроизвольно, если энергия Гиббс возрастает. G>0

Реакция может протекать в прямом и обратном направлении, если G=0

Энергия Гиббса образования вещества- Изменение энергии Гиббса системы при образовании 1 моль вещества В из простых веществ, устойчивых при 298 К.

Энергия Гиббса химических реакций- можно рассчитать как сумму энергий Гиббса образования продуктов реакции за вычетом энергий Гиббса образования исходных веществ с учётом стехиометрических коэффициентов.

G=l_fG_L + m_fG_M - d_fG_D - b_fG_B

******************************************************

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА

Скорость ХР равна изменению количества вещества в единицу времени в единицу реакционного пространства.

Гомогенные реакции- вещества находятся в одном фазовом состоянии.

Гетерогенные реакции- вещества находятся в разных фазовых состояниях.

Фаза- это часть окружающей среды, отделённая от другой части поверхности раздела, при переходе ч/з которую свойства меняются скачкообразно.

Скорость гетерогенной реакции- зависит от состояния поверхности, а именно от наличия микронеровностей, например трещин, абсорбционной способности.

Стадии гетерогенной реакции:

1) Подвод частиц к поверхности

2) Абсорбция

3)Элементарный акт ХР

Общая скорость процесса оценивается по скорости лимитирующей стадии.

Сумма порядков реакции по реагентам называется порядком реакции n: n=n_i

Для реакции: bB + dD = lL + mM

кинетическое уравнение: =kc_B^bc_D^d-Закон действующих масс

ЗДМ- отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, к произведению равновесных концентраций исходных веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, при T=const, является величиной постоянной.

Константа скорости реакции k не зависит от концентрации реагентов, но зависит от их природы и температуры: k=ln(c₀/c)/t

Энергия активации- энергия, необходимая для перехода вещества в состояние активированного комплекса.

Чем выше энергия активации, тем меньше доля частиц, способных к активному взаимодействию. Экзотермические реакции протекают с меньшей энергией активации, чем эндотермические. Высокая энергия активации является причиной того, что многие химические реакции при невысоких температурах не протекают, хотя и возможны(G<0) С увеличением энергии активации уменьшается доля активных молекул и скорость реакции.

В ходе реакции система проходит ч/з переходное состояние, ч/з образование активированного комплекса. В АК старые связи ещё не разорваны, но уже ослаблены, новые связи уже наметились, но ещё не образовались. Время существования невелико( 10^-14 – 10^-11с)

Правило Вант-Гоффа: Повышение температуры ускоряет большинство реакций. Согласно правилу ВГ при повышении температуры на 10К скорость многих реакций увеличивается в 2-4 раза. ₂=₁  ^(Т2-Т1)/10

Уравнение Аррениуса: k=k₀ e^{(-Ea / RT)}

k₀- предэкспоненциальный множитель

Уравнение Аррениуса позволяет проводить более точные расчёты изменения скорости реакции с увеличением температуры. В соответствии с уравнением Аррениуса константа скорости реакции уменьшается с ростом энергии активации. Так же следует, чем выше энергия активации, тем выше градиент скорости реакции по температуре.

Химическое равновесие:

В условиях химического равновесия концентрации исходных веществ и продуктов реакции не изменяются во времни и называются равновесными концентрациями.

Константа равновесия: отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, к произведению равновесных концентраций исходных веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, при T=const, является величиной постоянной.

K_p = (p^l_p,L p^m_p,M / p^d_p,D p^b_,p,B)

K_c = ([L]^l [M]^m / [D]^d [B]^b)

K_p = exp (-G⁰ / RT)

Принцип Ле Шателье: Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в таком направлении, которое ослабляет внешнее воздействие.

1) Влияние концентраций(парциальных давлений) компонентов системы.

2) Влияние общего давления в системе

3) Влияние температуры.

******************************************************