Основні закономірності перебігу хімічних реакцій

Поняття

Визначення

Хімічна термодинаміка

Вивчає перетворення енергії в хімічних реакціях та здатність хімічних систем виконувати корисну роботу.

Тепловий ефект реакції

Кількість теплоти, яка виділилась, або поглинулась хімічною системою при протіканні в ній хімічної реакції. Тепловий ефект позначається символами Q чи ΔН (Q = – ΔН). Розмірність – кДж/моль.

Термохімічне рівняння

Рівняння реакції, в якому вказаний тепловий ефект, а для речовин наданий їх агрегатний стан. З термохімічними рівняннями можна виконувати математичні дії (складання, віднімання, множення чи ділення на якесь число).

Ентальпія (теплота) утворення ΔН_утв

Тепловий ефект реакції утворення 1 моля складної речовини з простих. Теплоти утворення простих речовин приймаються рівними нулю. Розмірність – кДж/моль.

Стандартний стан системи

Стан речовини при 101,3 кПа (1 атм, 760 мм.рт.ст.) та 298 К (25С).

Перший закон термодинаміки

Теплота (Q), що надана системі, витрачається на зміну внутрішньої енергії системи (ΔU) та на виконання роботи проти зовнішній сил (A):

Q=ΔU + A

Закон Лавуазьє-Лапласа

Теплота розкладу речовини чисельно дорівнює теплоті її утворення, але має протилежний знак

Закон Гесса

Тепловий ефект хімічної реакції залежить від виду і стану реагуючих речовин і продуктів реакції, але не залежить від шляху процесу.

Наслідок з закону Гесса

Тепловий ефект хімічної реакції дорівнює різниці сум ентальпій утворення продуктів реакції та сум ентальпій утворення вихідних речовин з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів:

аА_(г) + bB_(г) → cC_(г) + dD_(г)

ΔH_{реакції} = cΔH_утвC + dΔH_утвD – (aΔH_утвA + bΔH_утвB).

Самочинний (мимовільний) процес

Процес, який може протікати без витрати роботи ззовні. Такий процес може протікати або оборотно, або необоротно.

Ентропія S_утв

Функція стану, що описує ступінь невпорядкованості системи. Розмірність – Дж/моль·К.

Для ізобарних процесів ΔH = ТΔS, де Т – температура в К.

Другий закон термодинаміки

В ізольованих системах самочинно можуть протікати тільки процеси, що супроводжуються збільшенням ентропії.

Термодинамічно ймовірними є ті процеси, для яких ΔS_{реакції}>0.

Зміна ентропії в ході хімічної реакції

Зміна ентропії реакції дорівнює різниці сум ентропій продуктів реакції та сум ентропій вихідних речовин з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів:

ΔS_{реакції} = cSC + dS_утвD – (aSA + bSB).

Вільна енергія Гіббса

Міра стійкості системи при постійному тиску. Представляє собою різницю між ентальпійним (ΔH⁰)та ентропійним факторами (ΔS⁰):

ΔG = ΔH – ТΔS.

Розмірність – кДж/моль.

Другий закон термодинаміки

Всі процеси можуть перебігати самочинно в сторону зменшення вільної енергії Гіббса.

Термодинамічно ймовірними є ті процеси, для яких ΔG<0.

Зміна вільної енергії Гіббса в ході хімічної реакції

Зміна вільної енергії Гіббса реакції дорівнює різниці сум вільних енергій Гіббса продуктів реакції та сум вільних енергій Гіббса вихідних речовин з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів:

ΔG_{реакції} = cΔG_утвC + dΔG_утвD – (aΔG_утвA + bΔG_утвB).

Хімічна кінетика

Наука, що вивчає швидкість хімічних перетворень.

Швидкість хімічної реакції

Число елементарних актів хімічного перетворення в одиниці об’єму за одиницю часу.

Закон дії мас

Швидкість хімічної реакції пропорційна добутку молярних концентрацій реагуючих речовин в степенях, що дорівнють їх стехіометричним коефіцієнтам:

аА_(г) + bB_(г) → АВ_(г) ( молекулярне рівняння)

k·[A]^a·[B]^b (кінетичне рівняння),

де [A] і [B] – молярні концентрації речовин; k – константа швидкості реакції за умови, що концентрації реагуючих речовин дорівнюють 1 моль/л.

Порядок реакції

Сума показників степенем в кінетичному рівнянні.

Молекулярність

Число молекул, які беруть участь в елементарному акті реакції.

Правило Вант-Гоффа

З підвищенням температури на кожні 10 швидкість хімічної реакції зростає в 2-4 рази:

, де та - швидкості при температурах Т₂ та Т₁; γ – температурний коефіцієнт швидкості, який показує, в скільки разів зросте швидкість реакції при підвищенні температури на 10.

Каталізатор

Речовина, яка бере участь у проміжних стадіях, змінює швидкість реакції, але не входить до складу продуктів реакції і залишається після реакції в незмінній кількості.

Хімічна рівновага

Стан зворотного процесу, при якому швидкості прямої і зворотної реакцій однакові.

Константа рівноваги реакції

Не залежить від початкової концентрації реагуючих речовин, змінюється в залежності від температури. При даній температурі є величина постійна і дорівнює відношенню добутку рівноважних концентрацій продуктів реакції до добутку рівноважних концентрацій вихідних речовин в степенях, що відповідають їх стехіометричним коефіцієнтам:

аА_(г) + bB_(г)  cC_(г) + dD_(г)

К_р= .

Показує, в скільки разів швидкість прямої реакції відрізняється від швидкості зворотної реакції при рівноважних концентраціях речовин 1 моль/л.

Зміщення, або здвиг, хімічної рівноваги

Зміна рівноважних концентрацій реагуючих речовин, що викликана зміною будь-якої умови (температури, тиску, концентрації).

Принцип Ле- Шательє

Зміна однієї з умов реакції (температури, тиску, концентрації), при яких система знаходилась в стані хімічної рівноваги, викликає зміщення рівноваги в напрямку тієї реакції, яка протидіє спричиненій зміні.

С_(гр) + О_2(г) → СО_2(г)

ΔН₁= –393, 5 кДж/моль

(1);

С_(алм) + О_2(г) → СО_2(г)

ΔН₂= –395, 3 кДж/моль

(2).

NH_3(г)

O_2(г)

N_2(г)

H₂O_(р)

ΔН, кДж/моль

–46,19

0

0

–285,83

S, Дж/мольК

192,60

205,04

199,90

70,08

ΔG, кДж/моль

–16,71

0

0

–237,24

Речовини

NO₂

NO

O₂

Початкова концентрація [ ]₀

0,030

–

–

Прореагувало речовин

0,024

–

–

Утворилося речовин

–

0,024

0,012

Рівноважна концентрація[ ]_р

0,006

0,024

0,012