7.Закон Гесса и следствия из него. Расчет тепловых эффектов хим. Реакий.

Закон Гесса - тепловой эффект реакции зависит только от вида состояния исходных веществ и конечных продуктов и не зависит от пути проведения процесса, этот закон справедлив для процессов PT и VT. Практическое применение – расчет энтальпий.

Следствие из закона Гесса – тепловой эффект реакции равен разности между суммой стандартной теплоты образования продуктов реакции и суммой стандартной теплоты образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.

Тепловой эффект химической реакции или изменение энтальпии системы вследствие протекания химической реакции — отнесенное к изменению химической переменной количество теплоты, полученное системой, в которой прошла химическая реакция и продукты реакции приняли температуру реагентов. Чтобы тепловой эффект являлся величиной, зависящей только от характера протекающей химической реакции, необходимо соблюдение следующих условий: Реакция должна протекать либо при постоянном объёме Qv(изохорный процесс), либо при постоянном давлении Qp(изобарный процесс). В системе не совершается никакой работы, кроме возможной при P = const работы расширения. Если реакцию проводят при стандартных условиях при Т = 298,15 К = 25 ˚С и Р = 1 атм = 101325 Па, тепловой эффект называют стандартным тепловым эффектом реакции или стандартной энтальпией реакции ΔHrO.

8.Самопроизвольные и не самопроизвольные процессы. Второй закон термодинамики. Понятие об энтропии. Факторы влияющие на энтропию.

Процессы: самопроизвольные – без затрат работ из вне (расширение газов, стекание жидкости), не самопроизвольные – сжатие газов, перерос воды снизу вверх. В результате самопроизвольных процессов может быть получена полезная работа против внешних сил, пропорциональная произошедшему изменению энергии в системе. В ходе самопроизвольного процесса система теряет способность производить полезную работу. Второй закон термодинамики. Энтропия.

Энтропия – мера беспорядка, т.е. хаотичности системы. S=RlnW – энтропия к одному молю вещества, S=klnW (k=R/N_a). Энтропия никогда не равна нулю. Факторы влияющие на энтропию, при P=const энтропия зависит от агрегатного состояния вещества (температура); при повышении давления энтропия уменьшается, при понижении давления энтропия увеличивается; при понижении скорости энтропия уменьшается. Энтропия зависит от сложности повышения энтропии, массы элементов. Энтропия – это функция состояния системы, ΔS_хр=ΣS_прод.- ΣS_исх. В изолированной системе самопроизвольно протекает процесс с увеличением энтропии. Энтальпия ΔH – это характерное стремление системы в объединению, а ΔS к разъединению.

9.Стандартная молярная энтропия простых и сложных веществ. Изменение энтропии при химических превращениях и фазовых переходах.

Энтропия одного моль при стандартных условия называется стандартной молярной энтропией. Энтропия простого вещества имеющего правильную крист. Решетку при Т=0 К – равна нулю.

10.Критерии самопроизвольного протекания химических реакций. Энергия Гиббса. Расчет энергии Гиббса химической реакции для стандартных и нестандартных условий.

В изолированной системе самопроизвольно протекают только те процессы, которые сопровождаются увеличением энтропии. ΔG<0 –критерий самопроизвольного протекания процесса. . ΔG=0 – система находится в состоянии равновесия.

Свободная энергия Гиббса (G). ΔG=ΔH-TΔS, ΔH= ΔG+T ΔS. ΔG характеризует работоспособность системы, ΔG – эта та энергия, за счет которой энергия совершает работу. TΔS – в виде тепла в окружающею среду. Стандартная энергия образования веществ – изменение энергии Гиббса в процессе образования одного моля вещества из простых веществ, взятых в устойчивом состоянии при стандартных условиях. ΔG определяется для различных веществ. Для простых веществ ΔG=0, ΔG_хр= ΔG_прод- ΔG_исх с учетом стехиометрических коэффициентов. ΔG_T= ΔH⁰₂₉₈-TΔS⁰₂₉₈ (уравнение второго закона термодинамики).