Основные понятия т/д

Это наука, изучающая взаимные превращения различных видов энергии. Она делится на общую, термодинамическую, хим. Вся т/д базируется на 3 законах, изучением их заним-ся общая. Термодинамическая т/д изучает законы применительно тепловым двигателям. Хим. изучает превращение энергии хим. процессов. Система- это совокупность вещ-в, тел условно обособленных от окр.пространства и кот-е характер-ся опред. св-ми(гомогенные,гетерогенные). Гомогенные-однородная, между частями нет физических границ раздела(расствор). Фаза-часть сист-мы, характеризующаяся однородностью.(одна) Гетерогенная- неоднородная(2 и более фаз)(лёд,вода). Св-во сист – параметры(t,V,P,p). Бывают экстенсивные(зависят от кол-ва вещ-ва m,E) и интенсивные(не зависят от кол-ва вещ-ва P,t,p). Процессы: изохорические(const=V); изотермические(const=T); изобарические(const=P); адсобатические(const=E). Сист-мы: изолированные(невозможен обмен с внешней ср энергией,вещ-ом); закрытые(не обмен. вещ-ми, только эн); открытые(изменяются масса,эн).

Т/д-ие функции системы

U- внутренняя энергия(полная энергия частиц, составляющих данную систему, кин и пот). Кин – эн поступательного, вращательного, колебательного движения молекул, атомов, ядер. Пот – эн обусловлена силами притяжения и отталкивания частиц. Определяют изменение эн при переходе от одного состояния в другое, т.к. абсолютную эн опред. невозможно. (^U=U2-U1) Q – мера эн переданная от одного тела к другому за счёт разницы тем-р этих тел. А – мера эн -||- за счёт перемещения масс под действием каких-либо сил. Теплота, подведённая к системе, расходуется на увеличение её внутр эн и на работу – 1-й закон т/д. (Q=^U+A) Q – явл-ся ф-ией состояния системы и не зависит от пути перехода от одного состояния к другому.

Энтальпия(Н) – ф-я состояния сист характеризующая теплосодержание сист при постоянном давлении.

Энтропия(S) – ф-я состояния сист кот характеризует часть эн, затрачиваемая на беспорядочное движение частиц. Отражает степень беспорядка. ^G – термодинамический потенциал. ^H – энтальпийный фактор, T^S – энтропийный фактор.

Для изобарно-изотермического процесса самопроизвольно протекают только те процессы где ^G . ^G<0 – реакция протекает самопроизвольно. ^G>0 – сист с max содержанием эн, неустойчива. ^G=0 – энергия const – система в равновесии. ^G= ^H – T^S ^H=

Энергетические эффекты хим реакций

Закон Гесса – тепловой эффект процесса не зависит от пути перехода, а определяется начальным и конечным состоянием. Тепловой эффект – кол-во теплоты, кот выделяется или поглощается при постоянном девлении или объёме. Термохимия – раздел химии изучающий тепловые эффекты реакции. +Q – эктодермическая; - Q – энтодермическая. В основе т/д. расчётов лежит следствие закона Гесса: Тепловой эффект реакции равен сумме тепловых эффектов продукцов реакции, за вычетом суммы тепловых эффектов исходных веществ, с учётом стехеометрических коэффициентов.

Кинетика хим процессов

Х/к. – это учение о скорости и механизме хим реакций. Скорость х/р. – изменение концентрации реагирующих вещ-в. за ед. времени. Факторы влияющ на скорость:

- природа реагирующ вещ-в

- Концентрация

- тем-ра

- катализатор

- стпень окисл в-в

- степень измельчения в-в

Закон действия масс – зависимость скорости от концентрации(скорость хим. реак. при постоянной тем-ры прямопрапорциональна произведению концентрции реагирующих в-в взятых в степенях равных стехеометрическим коэффициентам в ур-ии реакции). Закон дейсивующих масс справедлив только для гомогенных систем. К – коэф. прапорциональности или const скорости реакции.(Зависит от природы реагирующих в-в тем-ры, катализатора, но не зависит от концентрации). Влияние тем-ры: при повышении тем-ры на каждые 10градусов скорость реакции увел в 2-4 раза. Влияние катализаторов: Католизатор – вещ-во кот увеличивает или уменьшает время прохождения реакции. Хим равновесие – хим реакции бывают обратимые и необратмые. Католиз – изменение скорости реакции в присутствии катализатора. Ингабитор – замедляет процесс хим рекции. К(р) – отношение констант скоростей при данной тем-ре явл вел постоянной. К(р) зависит от: природы вещ-в,тем-ры,но не зависит от концентрации

Принцип Ле-Шателье: позволяет предвидить в какую сторону сместится хим равновесие. !!!Если на сист находящ в равновесии оказать воздействие изменить тем-ру,давление,концентрацию,то равновесие сместится в торону ослабления воздействия.

Растворы

Это однородные системы, состоящие из 2 и боле компонентов, состав кот может меняться в опред пределах без изменения однородности. w – массовая доля это число массовых частей расстворённого в 100-а гр частях расствора.

Молярная концентрация – С(м) число молей расстворённого вещ-ва содержащегося в одном литре раствора.

Моляльная концентрация – С(м) число молей растворённого вещ-ва в 1000 гр растворителя. Расстворитель – полярные и неполярные. Имеющие пол строение – ионизирующие. Ионизирующую способность растворителей характеризует дилектрическая постоянная E(эпсила – показывает во сколько раз силы взаимодействия между зарядами в данной среде меньше, чем в вакууме).