6. I и II начала термодинамики.

IНТД: Теплота, переданная системе идёт на увеличение внутренней энергии системы и на работу против внешних сил (работа по расширению).

Q=ΔU+A, где A=pΔV

или δQ=dU+ δA, где δA=pdV

IIНТД: уравнения Гиббса

В изолированной системе самопроизвольно могут протекать только такие процессы, которые ведут к росту энтропии (∆S>0).

Q_P=ΔH=ΔG+TΔS (при p, T = const)

Q_V=ΔF=ΔU-ΔS (при V, T=const)

7. Направленность самопроизвольного протекания химических процессов.

Согласно принципу Бертло-Томсена самопроизвольно протекают только экзотермические реакции.

В изолированной системе самопроизвольно могут протекать только такие процессы, которые ведут к росту энтропии (∆S>0).

#2. Термохимия: тепловой эффект реакций, закон Гесса и следствия из него, термохимические рас-чёты.

Термохимия — это раздел химии, который изучает тепловые эффекты тепловых реакций в пересчёте на 1 моль вещества.

Закон Лапласа-Лавуазье:

Если при образовании какого-либо соединения выделяется некое количество теплоты Q, то и для разложения этого соединения при тех же условиях потребуется такое же количество теплоты Q.

Энтальпия образования — то количество теплоты Q, которое выделяется при образовании 1 моль вещества из простых веществ. Используется наиболее устойчивое (пример: из O₂ и O₃ выбираем О₂).

Теплота сгорания — то количество теплоты, которое выделяется при сгорании 1 моль вещества, измеренное тогда, когда продукты реакции охлаждены до комнатной температуры.

Закон Гесса:

Теплота реакции зависит только от начального и конечного состояний вещества. Не зависит от промежуточной стадии процесса — функция состояния (при условии, что работа положительна, т.е. работа по расширению; p, T=const).

Выводы из закона Гесса:

1) Энтальпия образования не зависит от способа получения вещества;

2) Теплота разложения вещества до одинаковых продуктов равна и противоположна по знаку его теплоте образования этих продуктов;

3) Тепловой эффект реакции равен алгебраической сумме теплот образования реагентов из простых веществ, т.е.

ΔH=Σ (ΔH_обр)_{продуктов} - Σ (ΔH_обр)_{исходных}

4) Тепловой эффект реакции равен сумме теплот сгорания реагентов до одинаковых продуктов, т.е.

ΔH= Σ (ΔH_сгор)_{исходных} - Σ (ΔH_сгор)_{продуктов}

#3. Химическая кинетика. Основные понятия химической кинетики. Гомогенные и гетероген-ные химические реакции. Зависимость скорости гомогенных и гетерогенных реакций от кон-центрации реагирующих веществ, температуры, давления. Влияние других факторов. Энергия активации, активированный комплекс. Гомоген-ный и гетерогенный катализ.

Химическая кинетика — это раздел химии, который изучает скорости химических превращений.

Либо гетерогенных систем — две и более фаз, либо гомогенных систем — одна фаза.

Фаза — это часть системы, которая отделена от других частей системы поверхностью системы, причём при переходе из одной фазы в другую свойства меняются скачком. Пример: смеси газов.

Гомогенные реакции идут по всему объёму системы.

Гетерогенные реакции идут на поверхности раздела фаз.

Интермедиальные реакции — реакции с участием промежуточных веществ.

Прекурсор — промежуточное или исходное вещество; конечный продукт реакции — токсин, наркотик или взрывчатое вещество. Пример: соляная кислота, ацетон.

v_{гомогенной реакции} = Δn/Δt*ΔV=ΔC_M/Δt=± dC_M/dt

ΔV – единица объёма

v_{гетерогенной реакции} = Δn/Δt*S

S – единица площади

Принципы химической кинетики:

1. принцип детального равновесия: скорость прямой и обратной реакции в состоянии химического равновесия равны;

2. В случае стационарного процесса в любом бесконечно малом объёме этот стационарный процесс характеризуется независимостью всех термодинамических параметров.

Влияние параметров на скорость реакции:

aA+bB → cAB