Закони термохімії

І. Закон Лавуазьє - Лапласа (1780): ентальпія прямої реакції рівна за абсолютним значенням і протилежна за знаком ентальпії зворотної реакції ∆Н_пр. = - ∆Н_зв.

Чим більше теплоти виділяється під час утворення тієї чи іншої сполуки, тим більше теплоти треба затратити на її розкладання.

Порівнюючи ∆Н⁰утв. речовин, які належать до одного класу, можна зробити висновок про їх стійкість:

НF → HCl → HBr → HI

з меншується термічна стійкість

∆Н0утв.НF = -268,6кДж/моль		∆Н0утв.НBr = -35,9кДж/моль
∆Н0утв.НСІ = -92,3кДж/моль		∆Н0утв.НІ = +25,9кДж/моль

ІІ. Закон Гесса, або закон постійності сум тепла (1840): ентальпія реакції залежить лише від початкового та кінцевого станів реагентів і не залежить від шляху перебігу, тобто від числа й характеру проміжних стадій.

Значення закону Гесса: дозволяє обчислити теплоти утворення нестабільних сполук і теплові ефекти хімічних реакцій, які не можна здійснити експериментально.

Наслідки із закону Гесса:

• Ентальпія утворення не залежить від способу одержання сполуки;

• Ентальпія реакції (тепловий ефект реакції) дорівнює різниці між сумою ентальпій утворення продуктів реакції та сумою ентальпій утворення вихідних речовин (реагентів) з урахуванням стехіометричних кількостей речовин.

Рівняння хімічної реакції: аА + вВ → сС + dD

А, В – вихідні речовини (реагенти);

С, D – продукти реакції (кінцеві речовини);

a, в, c, d – стехіометричні коефіцієнти.

Математичний вираз наслідку із закону Гесса:

∆Н⁰ = с∙ΔН⁰_утв.С + d∙∆Н⁰_утв.D – (а∙∆Н⁰_утв.А + в∙ΔН⁰_утв.В)

Лекція №7. Хімічна кінетика

Основні питання:

1. Хімічна кінетика.

2. Швидкість хімічних реакцій.

3. Залежність швидкості реакції від:

1. концентрації реагуючих речовин (закон діючих мас);

2. температури (правило Вант-Гоффа, рівняння Ареніуса, теорія зіткнення, теорія перехідного стану).

3. наявності каталізатора.

   4. Кінетика процесів випікання та сушіння харчових продуктів у виробництві харчової продукції.

   5. Фотохімічні та ланцюгові реакції.

Розділ хімії, що розглядає швидкість і механізм хімічних реакцій, називають хімічною кінетикою.

Швидкість хімічної реакції – це число елементарних актів взаємодії за одиницю часу в одиниці об’єму (для гомогенних реакцій) або на одиниці поверхні поділу фаз (для гетерогенних реакцій).

Швидкість реакції визначається зміною концентрації будь-якої з вихідних речовин або кінцевих продуктів.

υ = або υ = ,

де ∆v - зміна кількості речовини, моль

∆t – зміна часу, сек.

V – об’єм, см³ або л

Одиниці вимірювання швидкості реакції: моль/(л∙сек), або моль/(м³∙сек).

Якщо V = 1л, то v = С (молярна концентрація – число молей речовини в 1л розчину), тобто υ = , де

υ – середня швидкість реакції у даний проміжок часу в ізобарно-ізотермічних умовах.

Істинна швидкість реакції виражається першою похідною від концентрації за часом. Дорівнює тангенсу кута нахилу дотичної до кривої залежності концентрації від часу: υ = tgα

Для складних реакцій: швидкість реакції, яка складається з кількох елементарних стадій, визначається швидкістю перебігу найповільнішої з них.

Експериментально швидкість реакції можна знайти, визначаючи концентрацію однієї з речовин у різний момент часу.