10.Изобарный тепл эффект хим реакции. Энтальпия.Станд энтальпии

Энтальпия системы (от греч. enthalpo нагреваю) – это однозначная функция H состояния термодинамической системы при независимых параметрах энтропии S и давлении P, которая связана с внутренней энергией U соотношением

Н= U + PV

Энтальпия сгорания характеризует изменение энтальпии, происходящее при сгорании 1 моль вещества. Стандартная энтальпия образования ΔН^о_обр--тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ, его составляющих, находящихся в устойчивых стандартных состояниях. Стандартная энтальпия сгорания ΔН^о_сгор- – тепловой эффект реакции сгорания одного моля вещества до образования высших оксидов. Энтальпия сгорания простых веществ численно равна или пропорциональна энтальпии сгорания продукта сгорания. Различие между энтальпией сгорания и энтальпией образования вещества состоит в следующем: эти величины являются энтальпиями разных химических реакций, энтальпия сгорания - относится к реагенту в его реакции с кислородом, а энтальпия образования - к продукту в реакции его образования.

Энтальпию реакции можно расчитать не только по энтальпиям образования продуктов реакции и реагентов, но и по энтальпии сгорания веществ, участвующих в реакции. В соответствии с законом Гесса энтальпия реакции равна разности между суммой энтальпий сгорания реагентов и суммой энтальпий сгорания продуктов реакции. В изобарном процессе p = const, следовательно, тепловой эффект реакции Q равен: Q_P = H₂ – H₁ = DH

13.

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 ее энтропии. Разность этих термодинамических факторов является функцией состояния системы, называемой изобарно-изотермическим потенциалом или свободной энергией Гиббса (G, кДж):

ΔG= ΔH – TΔS .При ΔG < 0 реакция термодинамически разрешена и система стремится к достижению условия ΔG = 0, при котором наступает равновесное состояние обратимого процесса; ΔG > 0 указывает на то, что процесс термодинамически запрещен.

Стандартной энергией Гиббса образования хим соединения G°_обр называют энергию Гиббса реакции образования одного моля этого соединения, находящегося в стандартном состоянии, из соответствующих простых веществ, также находящихся в стандартных состояниях и термодинамически устойчивых при данной температуре фазах и модификациях. Энергия Гиббса образования веществ это изменение энергии Гиббса системы при образовании 1 моль вещества из простых веществ, устойчивых при 298 К.

17.

правило Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10°С скорость химической реакции увеличивается в 2-4 раза. Это правило может быть использовано для приблизительной характеристики влияния температуры на скорость химической реакции в небольшом интервале температур-

υ₂/υ₁ = γ^(t₂ ^{- t}₁^{) / 10}

Уравнение Аррениуса:температурная зависимость константы скорости к элементарной хим. р-ции:

k = Аe^–Ea/RT, где k – константа скорости реакции; А – предэкспоненциальный множитель; е – основание натурального логарифма; Еа – постоянная, называемая энергией активации, определяемая природой реакции. R — универсальная газовая постоянная, Энергия активации (Е, [Дж/моль]) - это минимальная энергия, которой должны обладать реагирующие частицы, чтобы столкновения между ними приводили к химическому взаимодействию.

15.

Скоростью химической реакции называют количество столкновений совершающихся в единицу времени , при которых молекулы реагируют. Скорость химической реакции определяют по изменению концентрации реагирующих веществ за единицу времени. Для определения скорости реакции достаточно знать изменение концентрации во времени только одного из участвующих в реакции веществ, причем безразлично какого вещества - исходного или конечного.Средней скоростью реакции называют отношение изменения концентрации вещества (уменьшения концентрации исходного вещества или увеличение концентрации продукта реакции) к промежутку времени, в течен которого это изменение произошло: υ = ± Δc/Δt=c₂-c₁/t₂-t₁,

где с_2,с_1—концентрация исходного в-ва в момент времени t₂,t_1.Скорость реакции всегда считается величиной положительн, но отношение Δc/Δt может быть отрицательным, если υ изучается по изменению концентрации исходных веществ. Чем ближе сдвигаются между собой t₁ и t₂, тем меньше становится Δt и Δc. Тогда отношение Δc/Δt все больше приближается к значению истинной скорости. Предельная величина Δc/Δt, когда Δt стремится к нулю как к своему пределу (Δt → 0), называется истинной скоростью химической реакции:

υ = lim (± Δc/Δt) = ± dc/dt, где dc/dt - производная от концентрации по времени. Молекулярность реакции - это число молекул исходных веществ, принимающих участие в одном (единичном) химическом превращении. При этом число молекул образующихся продуктов не имеет значения. Молекулярность и порядок реакции это одинаковые величины. Однако не всегда так. Порядок реакции или равен молекулярности или, в большинстве случаев, меньше её.Разница между порядком химической реакции и ее молекулярностью состоит в том, что порядок относится к кинетическому уравнению, описывающему скорость реакции, а молекулярность - к ее механизму и показывает, сколько молекул участвует в элементарном акте взаимодействия.

19.

Если реакция протекает в гомогенной системе, то она идет во всем объеме этой системы. Например, при сливании (и перемешивании) растворов серной кислоты и тиосульфата натрия помутнение, вызываемое появлением серы, наблюдается во всем объеме раствора:H2SO4+Na2S2O3= Na2SO4+Н2O+SO2+S.Если реакция протекает между веществами, образующими гетерогенную систему, то она может идти только на поверхности раздела фаз, образующих систему.

Например, растворение металла в кислоте:Fe+2HCl=FeCl2 + H2 может протекать только на поверхности металла, потому что только здесь соприкасаются друг с другом оба реагирующих вещества. При равенстве скоростей прямой и обратной реакции наступает химическое равновесие в гетерогенной системе. Примерами гетерогенных процессов является пароводяная конверсия углерода, или восстановление оксидов металлов водородом:С_(к) + 2Н₂О = СО₂ + 2Н₂ ,

МеО_(к) + Н₂ = Ме_(к) + Н₂ О. Как и для любого равновесия, условием гетерогенного химического равновесия является равенство энергии Гиббса нулю, ΔG = 0.

Количественной характеристикой химического равновесия служит величина, называемая константой химического равновесия. При равновесии скорости прямой и обратной реакций равны ДРУГ Другу: k₁[A][B]=k₂[AB]² или k₁/k₂=[AB]/[A][B].Отношение констант скорости прямой и обратной реакций тоже представляет собой константу. Она называется константой равновесия данной реакции (К):

K₁/k₂=k,след-но [AB]²/[A][B]=k