4. Основы термодинамики. Понятие внутренней энергии, энтальпии. 1 закон термодинамики. Закон Гесса. Следствие из закона Гесса.

Термодинамика – наука о взаимопревращениях энергии в ходе х р. Процессы: Экзотермический – энергия выделяется в окр среду (∆H<0, Q>0) и Эндотермический – энергия поглощается извне (∆H>0, Q<0).

Энергосодержание с-мы описывается тепловым эффект Q или энтальпией Н. Энтальпия (Н) – функция состояния с-мы, приращение к-ой равно теплоте, полученной с-ой в изобарном процессе (∆р=const). Q=H₂–H₁=–∆H ; ∆H=∆U+p∆V, U - внутренняя энергия. Внутренняя энергия (U) – параметр, не зависящий от пути перехода системы из одного состояния в другое, а зависящие только от начального и конечного состояния системы. 1 з-н термодинамики: теплота, переданная с-ме, расходуется на возрастание внутр энергии и на совершение работы Q = ∆U+A. Закон Гесса: Q и H в ходе процесса не зависят от пути протекания р-ции, а зависит от нач и кон состояния с-мы. Следствие из закона Гесса: Изменение энтальпии р-ции равно сумме стандарт энтальпий обр-ия продуктов р-ции за вычетом суммы стандартных энтальпий обр-ия исх в-в: ΔH=ΣΔH_{обр (продуктов)}–ΣΔH_{обр(исх)}

5. Функции состояния системы: энтропия, энергия Гиббса. Определение направления протекания реакции.

Энтропия (S) – ф-ия состояния с-мы, отражающая вероятность расположения частиц в пространстве на микроуровне (или мера беспорядка системы). Если в х р увеличивается к-во в-ва, то S возрастает. При переходе из одного агрегатного состояния в другое: тв→ж→г – энтропия возрастает и наоборот. ΔS=ΣΔS_{обр (продуктов)}–ΣΔS_{обр(исх)} Энергия Гиббса (G) – ф-ия состояния с-мы, дающая инф-ю о возможности протекания процесса. Х пр регулируется энтальпийным и энтропийным факторами. С-ме выгодно выделять энергию ∆H<0 и повышать беспорядок ∆S>0. Объединяет эти 2 фактора G: ΔG=ΔH–TΔS. Направление реакции: ΔG<0 реакция протекает в пр напр; ΔG=0 с-ма нах-ся в состоянии равновесия; ΔG>0 р-ция не протекает в пр напр.

6. Кинетика. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Закон действующих масс в гомогенной и гетерогенной среде.

Кинетика – наука о скоростях и механизмах х р-ций. Гомогенная р – если реагенты нах-ся в одной фазе. Гетерогенная р – если реагенты нах-ся в разных фазах. Скорость х р – изменение концентрации одного из реагентов за ед-цу времени при неизменном объеме. Зависимость скорости р-ции от концентрации реагентов: чем выше концентрация реагирующих в-в, тем скорость больше. Закон действующих масс: скорость х р прямо пропорциональна пр-ию концентрации реагентов в степенях, равных коэф-ам: аА(г)+вВ(г)=cАВ => v=k ; k – const скорости. В математ выр-ии не учитывают конц реагентов, находящихся в твердом состоянии, т.к. они реагируют лишь на поверхности. Для газовых с-м концентрацию можно заменить на парциальное давление газа: v=k’p₀₂

7. Зависимость скорости реакции от температуры. Катализ. Виды катализа.

Зав-ть скорости р-ции от t-ры: чем выше t-ра, тем скорость выше. Эту зав-ть дает правило Вант – Гоффа: при повышении t-ры на каждые 10^оС скорость р-ции увеличивается в 2-4 раза: Катализ – явление изменения скорости х р в присутствии в-в – катализаторов. Они, изменяя скорость х р, сами не расходуются и не входят в состав конечн продуктов. Виды катализаторов: положительные (ускоряют процесс); отрицательные (замедляют процесс). Виды катализа: -гетерогенный (неоднородный) – катализатор и реагирующие в-ва нах-ся в разных фазах, протекает процесс на поверхности раздела фаз;

-гомогенный (однородный) – катализатор и реагирующие в-ва нах-ся в одной фазе, протекает процесс во всём объеме.