2) Понятие о химическом сродстве веществ. Уравнения изотермы, изобары и изохоры химических реакций

Под термином «химическое сродство» понимают способность веществ вступать в химическое взаимодействие друг с другом. У различных веществ оно зависит от природы реагирующих веществ, концентрации или давления (для газов) и температуры. За меру химического сродства приняли изменение термодинамических потенциалов: изменение энергии Гиббса (G) и изменение энергии Гельмгольца (F). При постоянной температуре химическое сродство считают по уравнениям Вант-Гоффа, которые называются уравнением изотермы химической реакции. Для газовых смесей она имеет вид:

G = RT(ln – lnK_Р)

уравнения изобары и изохоры в дифференциальном виде:

Билет 22

1) Энергия Гиббса, энергия Гельмгольца и направленность химических реакций

Энергия Гиббса – это максимальная работа, которую может совершить система при равновесном проведении процесса при постоянных давлении и температуре, то есть, в изобарно-изотермических условиях. Используя аналитическое выражение первого закона термодинамики , с учетом того, что А = рV, получаем

Gp,T = Н – ТS

Энергия Гельмгольца – это максимальная работа, которую может совершить система при равновесном проведении процесса при постоянных объеме и температуре, то есть, в изохорно-изотермических условиях.

Из уравнения следует, что

FV,T = U – ТS

	S	G	Направление реакции
 < 0	S > 0	G < 0	Прямая реакция может быть самопроизвольной при любых температурах
 > 0	S < 0	G > 0	Прямая реакция не может идти самопроизвольной при любых температурах
 < 0	S < 0	G < 0 при Т < Тр G > 0 при Т > Тр	Самопроизвольно может идти прямая реакция при низких температурах и обратная реакция при высоких температурах
> 0	S > 0	G > 0 при Т < Тр G < 0 при Т > Тр	Самопроизвольно может идти прямая реакция при высоких температурах и обратная реакция при низких температурах

2) Фаз Гиббса. Диаграмма состояния воды

Фаза (Ф) – это совокупность гомогенных частей системы, обладающих одинаковыми термодинамическими свойствами (твёрдая, жидкая или газообразная фаза).

Компонент (K) – это химически однородная часть системы, которая при выделении из нее существует в изолированном виде сколь угодно долго. Компонент может находиться в разных фазах.

Число степеней свободы (С) – это число условий, которые можно в системе менять произвольно (давление, температура, состав системы), не нарушая при этом числа и вида фаз данной системы.

Гиббс (1878) вывел следующее уравнение, выражающее условия фазового равновесия:

С + Ф = К + n

диаграмма состояния воды

A B

II

I О III

Д

C

Т

Правило фаз для воды имеет вид

С = 1+ 2 – Ф = 3 – Ф

если Ф = 1, то С = 2 (система бивариантна)

Ф = 2, то С = 1 (система одновариантна)

Ф = 3, то С = 0 (система безвариантна)

Ф = 4, то С = -1 (не имеет физического смысла)

Кривая АО характеризует равновесие между льдом и жидкостью (кривая плавления), ВО – между жидкостью и паром (кривая кипения), СО – между льдом и паром (процесс сублимации). При этом число фаз равно двум, система одновариантна, то есть, каждому давлению соответствует строго определенная температура, и наоборот.

Точка О – тройная точка воды, когда в равновесии находятся три фазы: лед, жидкость и пар. Система в этом случае безвариантна. Для воды в тройной точке давление равно 610,6 Па и температура 273,15 К. Кривая ДО характеризует переохлажденную жидкость – метастабильное неустойчивое состояние воды.

Таким образом, при одном компоненте более трех фаз в равновесии находиться не могут, а наибольшее число степеней свободы равно двум, т. е. в системе независимо друг от друга можно менять температуру и давление.

Билет 23

1) Химической кинетикой называется учение о скорости химических реакций и ее зависимости от различных факторов – природы и концентрации реагирующих веществ, давления, температуры, катализаторов. Скорости химических реакций могут значительно различаться. Истинная скорость – это скорость химической реакции в данный момент времени и представляет собой первую производную концентрации по времени:

 = Средняя скорость представляет собой отношения изменения концентрации к промежутку времени:

_ср

2) Факторы, влияющие на химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье

При внешнем воздействии на систему происходит смещение химического равновесия, т. е. изменяются равновесные концентрации исходных веществ и продуктов реакции. Если в результате внешнего воздействия увеличиваются равновесные концентрации продуктов реакции, то говорят о смещении равновесия вправо (в сторону прямой реакции). Если вследствие внешнего воздействия увеличиваются равновесные концентрации исходных веществ, то говорят о смещении равновесия влево (в сторону обратной реакции).

Влияние различных факторов на смещение химического равновесия отражает принцип Ле-Шателье (1884): если на систему, находящуюся в устойчивом химическом равновесии воздействовать извне, изменяя температуру, давление или концентрацию, то химическое равновесие смещается в том направлении, при котором эффект произведенного воздействия уменьшается.

Влияние изменения концентрации

C_А или C_В ;

C_С или C_D ;

 C_А или C_В ;

 C_С или C_D 

Влияние температуры

при +Q Т ; Т ;

при -Q Т ; Т 

Влияние давления

: при n = 0 Р не влияет;

при n <0 Р, Р;

при n >0 Р , Р 

Билет 24

1) Факторы, влияющие на скорость химических реакций. Закон действующих масс

На скорость химических реакций оказывают влияние следующие факторы: природа и концентрации реагирующих веществ; температура, природа растворителя, присутствие катализатора и т.д. Зависимость скорости химических реакций от концентрации устанавливает закон действующих (действия) масс.

скорость химической реакции при постоянной температуре пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степени стехиометрического коэффициента данного вещества в уравнении реакции.

2) Признаки химического равновесия

1) в момент химического равновесия скорость протекания прямой реакции равна скорости протекания обратной реакции, а концентрации всех участвующих веществ в этой реакции достигают определенного значения и называются равновесными. Равновесные концентрации остаются неизменными сколь угодно долго при постоянных внешних условиях;

2) химическое равновесие подвижно, т. е. незначительное изменение внешних условий (температуры, давления или концентрации) приводит к сдвигу химического равновесия. Однако через некоторое время устанавливается новое состояние равновесия, которое отвечает измененным внешним условиям;

3) к одному и тому же химическому равновесию можно подойти с двух сторон: осуществляя процесс слева направо и наоборот. Если внешние условия в обоих случаях одинаковы, то и равновесные концентрации будут между собой равны;

4) в момент достижения химического равновесия запас свободной энергии минимален, а энтропия достигает своего максимального значения, изменение этих функций будет равно нулю (F = 0 или G = 0, S = 0). Переход системы из равновесного состояния в неравновесное всегда сопровождается увеличением свободной энергии и понижением устойчивости системы.

Константа равновесия – это отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции, взятых в степени их стехиометрических коэффициентов к произведению равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степени их стехиометрических коэффициентов.

Билет 25

1) Теория активизации молекул. Уравнение Аррениуса

реакционноспособны только те молекулы, которые обладают запасом энергии, необходимым для осуществления той или иной реакции, то есть, избыточной энергией по сравнению со средней величиной энергии молекул. Такие молекулы получили название «активных» молекул. Переход неактивной молекулы в активную называется активацией. А избыточная энергия активной молекулы, благодаря которой становится возможной химическая реакция, носит название энергии активации (E_a)

N_акт = N_общe^–Eа/RT

2) Особенности каталитических реакций. Теории катализа

изменение скорости химической реакции в присутствии катализаторов получило название катализа Если от добавления катализатора к реагирующей смеси скорость реакции увеличивается, катализ называют положительным, если же реакция замедляется, то катализ называют отрицательными, а катализатор ингибитором. Катализаторами могут быть самые разнообразные вещества в любом из трех агрегатных состояний Катализ идет за счет перераспределения химических связей или сил электростатического взаимодействия участников реакции, механизм действия катализаторов связан с уменьшением энергии активации реакции за счет образования промежуточных соединений или образования активированного комплекса, при этом скорость процесса увеличивается в 2-3 раза. В ряде случаев присутствие посторонних веществ изменяет действие катализаторов: те вещества, которые усиливают положительную активность катализаторов, сами по себе являясь неактивными, называются промоторами или активаторами; те вещества, которые замедляют или практически полностью подавляют действие катализатора, называются каталитическими ядами; существуют вещества, присутствие которых не влияет на активность катализаторов (нейтральные).

В настоящее время наиболее распространенными промышленными катализаторами являются Pt, Pd, Rh, Fe, Ni, CuO, RuO₂, V₂O₅, NiO, Fe₂O₃, ZnO, SiO₂, Cr₂O₃, Al₂O₃, Al₂Cl₃, Ag₂O, WO₃, алюмосиликаты