Вопрос 22. Функции состояния: внутренняя энергия и стандартная энтальпия образования химических веществ. Термодинамические функции состояния – это любые переменные физические величины, значения которых определяются через термодинамические параметры. Их величины зависят только от начального и конечного состояния системы и не зависят от пути перехода из одного состояния в другое. Функции состояния характеризуются следующими свойствами: 1. бесконечно малое изменение функции f является полным дифференциалом (обозначается df); 2. изменение функции при переходе из состояния1 в состояние2 определяется только этими состояниями: ; 3. в результате любого циклического процесса функция состояния не изменяется. Внутренняя энергия 𝑼 – энергия системы, зависящая от количества вещества, состава, состояния. Включает в себя энергию: тепловую, колебательную, вращательную, взаимодействия, то есть характеризует весь запас энергии системы. Является функцией состояния системы. Энтальпия H – характеристическая функция состояния системы, характеризующая систему, находящуюся при постоянном давлении. зависит от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути перехода. H=U+pV, в случае изобарного процесса теплота, подведенная к системе равна изменению энтальпии Тепловой эффект – изменение энергии системы при протекании в ней химической реакции при условии, что система не совершает никакой другой работы, кроме работы расширения
|
Вопрос 23. Первое начало термодинамики. Теплота, работа, закон Гесса. Следствия из закона Гесса. Первое начало термодинамики – Энергия не может ни создаваться, ни исчезать, но может превращаться из одной формы в другую. Она может перходить из одной формы в другую в эквиввалентных соотношениях. Любая система обладает внутренней энергией. ∆𝑼 = 𝑸 – А ∆Q=∆U при V=const ∆Q=∆U+p∆V=∆H Положительными считают теплоту подводимую к системе и работу, совершаемую над системой, а отрицательными – теплоту, отводимую от системы и работу, совершаемую системой Теплота Q - форма беспорядочного (теплового) движения образующих тело частиц (атомы, молекулы, электроны, ионы и тд). Количественная мера – количество теплоты, то есть энергии получаемой или отдаваемой системой при теплообмене. Работа – упорядоченная форма передачи энергии от системы сов работу к системе над которой сов работа. Тип хим реакция – кол-во теплоты которое выделилось/поглотилось в результате хим процесса: экзотермичекие/эндотермические. Физ смысл энтропии – |∆Q|=|∆Н| Закон Гессе – тепловой эффект ХР, проводимой в изобарно-изотермических процессах или изохорно-изотермических условиях, зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути ее протекания. ∆𝑯 = ∆𝑯𝟏 + ∆𝑯𝟐 + ⋯ + ∆𝑯𝒌
|
Следствия Стандартная энтальпия образования - стандартное измерение энтальпии реакции образования одного моля этого вещества из простых веществ, взятых в том агрегатном состоянии, в котором они находятся при стандартных условиях и данной температуре.
Закон Лавуазье-Лапласа: ∆Q=-∆Н
|
Вопрос 24. Закон Кирхгофа. Теплоемкость Зависимость теплового эффекта химической реакции от температуры определяется законом Кирхгофа. aA+bB=cC+dD ΔC p =(c*C p (C)+d*C p (D))-(a*C p (A)+b*C p (B)) т.е. влияние температуры на тепловой эффект реакции обусловлено разностью теплоемкостей продуктов реакции и исходных веществ c учетом стехиометрических коэффициентов: Теплоемкость- кол-во теплоты, которое нужно передать система чтобы увеличить температуру на 1 градус.
|
Вопрос 25. Второе начало термодинамики. Энтропия. Ее изменение Энтропия – мера упорядоченности системы многих частиц. Чем выше степень беспорядочности в координатах и скоростях частиц системы, тем больше вероятность того, что система будет находится в состоянии беспорядка. Второе начало термодинамики –Теплота не может переходить от менее нагретого к более нагретому. Энтропия изолированной системы не может уменьшаться. |
Вопрос 26. Объединённая запись первого и второго начал термодинамики свободная энергия Гиббса и Гельмгольца. дельта Q = dU + PdV - первое начало термодинамики. При наличии в системе необратимых процессов выполняется неравенство: TdS >=gt;= дельта Q TdS >=gt;= dU + PdV Если же имеют место только обратимые процессы, то TdS = dU + PdV - основное термодинамическое тождество, объединённая запись первого и второго начал термодинамики. Отсюда следует, что dU = TdS – pdV где ds - изменение энтропии для любого процесса, как обратимого, так и для необратимого. Энергия Гиббса: Самопроизвольное протекание изобарно-изотермического процесса определяется двумя факторами: энтальпийным, связанным с уменьшением энтальпии системы (ΔH), и энтропийнымT ΔS, обусловленным увеличением беспорядка в системе вследствие роста ее энтропии. Разность этих термодинамических факторов является функцией состояния системы, называемой изобарно-изотермическим потенциалом или свободной энергиейГиббса (G, кДж): ΔG = ΔH –T ΔS Изменение энергии Гельмгольца для процессов (при постоянных температуре и объеме) можно определить соотношением: ΔA= ΔU – TΔS ΔA —величина, которая не зависит от пути, а зависит только от исходного и конечного состояния системы, т.е.ΔA также, как и другие рассмотренные термодинамические величины, является функцией состояния. Энергия Гельмгольца подобно энергии Гиббса связана с самопроизвольностью протекания процесса. Если допустить, что система изолирована, а объем и температура постоянны, то самопроизвольно будут протекать только те процессы, при которых А уменьшается. Таким образом, приΔA<0 процесс идет самопроизвольно в прямом направлении, приΔA>0 – в обратном направлении, а при ΔA=0 система находится в состоянии равновесия.
|
Вопрос 27. Третий закон термодинамика. Постулат Планка. При нулевой абсолютной температуре энтропия любых веществ, находящихся в равновесном состоянии, имеет одинаковое значение, не зависящее от фазы вещества. В изотермических процессах, происходящих при Т = 0 К, энтропия не зависит ни от обобщенных сил, ни от обобщенных координат. Следствия:
Постулат Планка – энтропия индивидуального кристаллического вещества при абсолютном нуле равна нулю. (Или проще – любое сложное вещество при температурах , стремящихся к абсолютному 0 , будет иметь 0 энтропию) Уравнение для идеального тела:
Постулат используют при термодинамическом исследовании химических процессов для вычисления абсолютных значений энтропии химических соединений. Стандартные энтропии простых веществ не равны нулю. В отличие от других термодинамических функций энтропия идеально кристаллического тела при абсолютном нуле равна нулю (постулат Планка), поскольку W = 1. Произведение изменения энтропии системы на температуру TΔS количественно оценивает эту тенденцию и называется энтропийным фактором. |
Вопрос 28.Условя самопроизвольного протекания реакций. Второй закон термодинамики позволяет определить направление протекания химических реакций и условия установления химического равновесия. Необходимое условие самопроизвольного (т. е. без подвода энергии извне) протекания р-ции уменьшение энергии Гиббса в ходе р- ции ( G < 0). 1. Стремление системы к достижению минимального значения внутренней энергии 2. Стремление системы к более вероятному своему состоянию При столкновении этих двух определяющих факторов, возникает состояние, называемое химическим равновесием. Функция, учитывающая оба этих фактора, - энергия Гиббса. Самопроизвольно протекают только те процессы, в которых 𝐺 < 0 . Если Т мала, то энтальпия = 𝐺 и самопроизвольно протекают изотерм. Если Т высока, то 𝐺 < 0 , следовательно, самопроизвольное протекание реакций. В состоянии химического равновесия система достигает минимального значения энергии, а 𝐺 и константа химического равновесия =0 |
Вопрос 29. Константа химического равновесия. Расчет Кр и Кс Константа равновесия – отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции, взятых в степени их стехиометрических коэффициентов к произведению равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степени их стехиометрических коэффициентов. физический смысл константы равновесия: она показывает, во сколько раз скорость прямой реакции больше скорости обратной при данной температуре и концентрациях всех реагирующих веществ, равных 1 моль/л Константа скорости реакции (удельная скорость реакции) — коэффициент пропорциональности в кинетическом уравнении. Физический смысл константы скорости реакции k следует из уравнения закона действующих масс: k численно равна скорости реакции при концентрации каждого из реагирующих веществ равной 1 моль/л Константа химического равновесия - величина, определяющая для данной химической реакции соотношение между термодинамическими активностями. Показывает во сколько раз скорость прямой реакции больше или меньше скорости обратной реакции. |
Вопрос 30. Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье Принцип Ле-Шателье – Если на равновесную систему воздействовать извне, изменяя какой-либо из факторов, определяющих положения равновесия, то в системе усилится то направление процесса, которое ослабевает это воздействие. Химическое равновесие — состояние химической системы, в которой протекает одна или несколько химических реакций при котором прямые и обратные реакции протекают с одинаковыми скоростями. Факторы, влияющие на химическое равновесие: 1) температура При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении — в сторону экзотермической (выделение) реакции. CaCO 3 =CaO+CO 2 -Q t↑ →, t↓ ← N 2 +3H 2 ↔2NH 3 +Q t↑ ←, t↓ → 2) Давление При повышении давления равновесие сдвигается в направлении, в котором уменьшается суммарное количество молей газов и наоборот. CaCO 3 =CaO+CO 2 P↑ ←, P↓ → 1моль=1моль+1моль 3) концентрация исходных веществ и продуктов реакции
S+O 2 =SO 2 [S], [O 2 ]↑ →, [SO 2 ]↑ ←
|
Вопрос 31. Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Константы скорости гомогенных и гетерогенных хим реакций. Связь константы скорости с константой равновесия Скорость хим реакции- это изменение концентрации в единицу времени Закон действующих масс: При постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагентов. Кроме концентрации на скорость химической реакции оказывают влияние следующие факторы: природа реагирующих веществ, наличиекатализатора, температура (правило Вант-Гоффа,Уравнение Аррениуса), давление. площадь поверхности реагирующих веществ. Выделяют: 1. Скорость гомогенной реакции – изменение числа молей одного из веществ (конечного или начального) за единицу времени в единице объема системы 𝒗 = ± ∆𝒏 /∆𝒕∙𝑽 = ± ∆𝒄 /∆𝒕 , 𝒄 = 𝒏/ 𝑽 - молярная концентрация 2. Скорость гетерогенной реакции - изменение числа молей одного из веществ (конечного или начального) за единицу времени на единицу площади поверхности раздела агрегатных состояний или фаз 𝒗 = ± ∆𝒏/ ∆𝒕 ∙ S |
Вопрос 32. Кинетическая классификация по степени сложности. Молекулярность и порядок реакции. Обратимые и необратимые реакции. Молекулярность химической реакции равна числу молекул (или других частиц), принимающих участие в элементарном акте химического взаимодействия. В зависимости от числа таких молекул различают мономолекулярные, бимолекулярные и тримолекулярные реакции. 1. мономолекулярные, в которых только один вид молекул претерпевает превращение, причем стезхиометрический коэффициент в уравнении равен единице. 2. бимолекулярные, в которых участвуют два различных вида молекул или две молекулы одного вида 3. тримолекулярные, в которых участвуют три молекулы одного или разных видов Реакции более высокой молекулярности маловероятны. По степени сложности * Изолированная реакция — это такая реакция в результате протекания которой получается один и тот же вполне определенный продукт * Параллельные реакции — могут одновременно протекать в двух и более направлениях. обычн. нагрев V1 C+D VN=V1+V2 медл. Нагрев V2 E+F * Сопряженные реакции — группа реакций, в которых одна реакция индуцирует другую * последовательная реакция. Реакции идут одна за другой. Обратимые и необратимые реакции. Обратимая – химическая реакция, которая при одних и тех же условиях может идти в прямом и обратном направлениях Необратимая – реакция, которая идет практически до конца в одном направлении. Условие необратимости – образование осадка, газа, слабого электролита. |
