Промежуточная аттестация по дисциплине «Химия».

1.Тепловой эффект химической реакции. Закон Гесса. Стандартные энтальпия образования и сгорания химических соединений. Следствия из закона Гесса.

Раздел термодинамики, изучающий превращения энергии при химических реакциях, называется химической термодинамикой. Уравнение реакции, для которой указываются соответствующие этой реакции изменения внутренней энергии ΔE, энтальпии ΔН (энтальпия – это функция специально введенная в термодинамику, которая характеризует общий запас энергии системы при постоянном давлении (внутренняя энергия – при постоянном объеме). Измеряется энтальпия в Дж или Дж/моль) или какой-либо другой функции состояния, называется термохимическим.

Закон Гесса: Тепловой эффект реакции не зависит от пути процесса, а зависит только начальным и конечным состоянием системы.

Первое следствие: Тепловой эффект реакции (энтальпия реакции) равен разности между суммой энтальпий образования продуктов реакции и суммой энтальпий образования исходных веществ с учетом их стехиометрических коэффициентов:

Это следствие позволяет вычислить энтальпии различных реакций (в том числе и биохимических, осуществление которых невозможно), используя табличные значения стандартных энтальпий образования продуктов реакции и исходных веществ.

Второе следствие: Тепловой эффект реакции (энтальпия реакции) равен разности между суммой энтальпий сгорания исходных веществ и суммой энтальпий сгорания продуктов с учетом их стехиометрических коэффициентов:

Третье следствие, известное также как закон Лавуазье – Лапласа.

Тепловой эффект образования соединения из данных веществ равен взятому с обратным знаком тепловому эффекту разложения данного соединения при этих же условиях до тех же исходных веществ.

ΔН⁰_обр = -ΔН⁰_cг.

Из закона Гесса также следует, что неизвестная энтальпия реакции может быть получена путем алгебраического суммирования известных энтальпий соответствующим образом подобранных химических реакций.

2.Энтропия. Изменение энтропии как критерий самопроизвольности процесса.

Энтропия представляет собой функцию состояния, приращение которой ΔS равно теплоте Q_мин, подведенной к системе в обратимом изотермическом процессе, деленной на абсолютную температуру Т, при которой осуществляется процесс: ΔS = Q_мин/T.

Любой самопроизвольный процесс может протекать в изолированной системе лишь в том случае, когда он характеризуется увеличением энтропии; в равновесии энтропия постоянна: ΔS ≥ 0.

3.Термодинамические потенциалы: энтропия, энергия Гиббса, как критерии самопроизвольности процесса. Прогнозирование направления самопроизвольно протекающих процессов в системах.

Термодинамическими потенциалами, или характеристическими функциями, называют термодинамические функции, которые содержат в себе всю термодинамическую информацию о системе. Наибольшее значение имеют четыре основных термодинамических потенциала:

1) внутренняя энергия U(S,V),

2) энтальпия H(S,p) = U + pV,

3) энергия Гельмгольца F(T,V) = U - TS,

4) энергия Гиббса G(T,p) = H - TS = F + pV.

В скобках указаны термодинамические параметры, которые получили название естественных переменных для термодинамических потенциалов. Все эти потенциалы имеют размерность энергии и все они не имеют абсолютного значения, поскольку определены с точностью до постоянной, которая равна внутренней энергии при абсолютном нуле.

4.Зависимость скорости реакции от концентрации, закон действующих масс.

Скоростью химической реакции называется число элементарных актов реакции, происходящих в единицу времени в единице объема (в случае гомогенных реакций) или на единице поверхности раздела фаз (в случае гетерогенной реакции).

Скорость химической реакции зависит от природы и состояния реагирующих веществ, концентрации, температуры реакции, поверхности соприкосновения для гетерогенных систем, катализатора, а также от некоторых других факторов (например, от давления - для газовых реакций, от измельчения - для твердых веществ).

Зависимость скорости реакций от концентрации реагирующих веществ описывается основным закоом химической кинетики, устанавливающий: скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Для реакции, протекающей по уравнению А + В = С + Д, этот закон выразится уравнением:

V = k · C_A ∙ C_B, (1)

где СА и СВ – молярные концентрации вещества А и В; k – константа скорости реакции. Физический смысл константы скорости - она численно равна скорости реакции, когда концентрации каждого из реагирующих веществ составляют 1моль/л или когда их произведение равно единице.

Основной закон химической кинетики часто называют законом действующих масс.

Константа скорости реакции зависит от природы реагирующих веществ, температуры, присутствия катализатора, но не зависит от концентрации вещества.

Уравнение (1), связывающее скорость реакции с концентрацией реагирующих веществ, называется кинетическим уравнением реакции. Для реакции, записанной в общем виде , кинетическим уравнением будет

V = k · CmA ∙ CnB , (2)

где m и n – показатели степени, которые устанавливаются опытным путем и в большинстве случаев не равны стехиометрическим коэффициентам а и b в уравнении реакции.

Уравнение (2) является общим алгебраическим выражением закона действующих масс: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам соответствующих веществ в уравнении реакции.

Сумма m + n называется порядком реакции и, как правило, имеет значение от 0 до 3 (не исключены и дробные значения и даже отрицательные).