Вопрос 5.

1.Первое начало термодинамики: Закон сохранения энергии: изменение внутренней энергии закрытой системы определяется количеством переданной теплоты и совершенной работы: ∆U=Q-A; A=pV.

Энтальпия: H=U+pV;

Изменение энтальпии – это изменение теплосодержания системы.

∆Н=∆U=∆(pV)=Q_p(т.к p=сonst и ∆p=0)

2. За стандартную энтальпию образования вещества принимают Стандартную энтальпию такой реакции, в которой 1 моль этого вещества образуется из простых веществ, каждое из которых находится в термодинамически устойчивом состоянии.

3. Термохимические уравнения включают в себя кроме химических формул тепловой эффект реакции. Числовое значение в уравнении реакции строго соответствует количествам веществ, участников реакции, т.е. коэффициентам. Благодаря этому соответствию, можно установить пропорциональные отношения между количеством вещества или массой и количеством теплоты в этой реакции.

Вопрос 6.

Закон Лавуазье – Лапласа: тепловые эффекты реакций, протекающих в прямом и обратном направлениях, равны по величине и противоположны по знаку: 2 H2(г) + O2(г) 2 H2О(ж) + 572 кДж (горение водорода в кислороде)

2 H2О(ж) + 572 кДж = 2 H2(г) + O2(г) (разложение воды электрическим током)

Закон Гесса: Тепловой эффект реакции, протекающий при постоянных условиях, зависит только от вида и состояния начальных веществ и продуктов реакции, но не зависит от пути реакции, ее механизма.

Следствия из закона Гесса:

1. изменение энтальпии химической реакции не зависит от числа промежуточных стадий;

2. энтальпия прямой реакции равна взятой с противоположным знаком энтальпии обратной реакции;

3. энтальпия реакции равна суме энтальпий образования продуктов реакции минус сумма энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов: ∆H_r⁰ = ∑∆H_f⁰_(прод.) - ∑∆H_f⁰_(исх.)

∆H_r⁰ < 0 –экзотермическая реакция;

∆H_r⁰ > 0 – эндотермическая реакция.

Вопрос 7.

Энтропия – это мера термодинамической вероятности состояния веществ и систем. Мера хаотичности. Зависит от структуры вещества и его агрегатного состояния.

Уравнение Больцмана: S = k*ln W

Второе начало термодинамики: любая изолированная система, предоставленная сама себе, изменяется в направлении состояния, обладающая максимальной вероятностью.

Изобарно-изотермический потециал (Энегрия Гиббса):

Из рассмотренного ранее следует, что в химических процессах одновременно действуют две тенденции:

Стремление частиц объединиться в более сложные, что уменьшает энтальпию.

Стремление частиц разъединиться, увеличить беспорядок, что увеличивает энтропию.

Суммарный эффект этих двух противоположных тенденций в процессах, протекающих при постоянной температуре и постоянном давлении, отражает изменение изобарно-изотермического (или для краткости - изобарного) потенциала ΔG:

ΔG = ΔН – TΔS,

ΔG⁰_r = ∑ ΔG⁰_f(прод.) - ∑ ΔG⁰_f(исх.)

где ΔН - изменение эптальпии (теплосодержания системы), кДж/моль;

ΔS - изменение энтропии (меры беспорядка систем), Дж/моль•К;

T - температура, К.

Изобарный потенциал измеряется в ккал/моль или кДж/моль.

Характер изменений ΔG позволяет судить о принципиальной возможности или невозможности протекания процесса:

Если ΔG < 0, т. е. изобарный потенциал в ходе реакции уменьшается, то процесс возможен и, начавшись, он протекает самопроизвольно (спонтанно).

Если ΔG > 0, то невозможно осуществить процесс в данных условиях.

Если ΔG = 0, наблюдается состояние химического равновесия.