1.Основы термодинамики.

Предмет изучает законы перехода из одной формы в другую, энергетические эффекты сопровождающие различные процессы при разных условиях, возможность самопроизвольного протекания процессов.

Реакции экзотермические с выделением Q H₂SO₄ + H₂O = H₂SO₄ + Q

Реакции эндотермические с поглощением Q NH₄NO₃ + H₂O ↔ NH₄NO₃ – Q

1-й закон термодинамики.

1-й закон термодинамики: нельзя построить машину которая бы создавала работу из ничего, и работа переходит в теплоту в строго эквивалентном соотношении. Q=∆U+A, Q – количество тепла, ∆U – внутренняя энергия, общий запас энергии системы.

Внутренняя энергия и энтальпия.

Тепловой эффект реакции – количество выделенного или поглощенного тепла.

Внутренняя энергия – общий запас энергии системы включающий энергию поступательного и вращательного движения молекул, вращения электронов. Внутренняя энергия зависит от состояния вещества ∆U=Q-A

Энтальпия: H=U+PV характеризует тепловой эффект при постоянном давлении. Энтальпия характеризует энергетическое состояние вещества и включает энергию, затраченную на преодоление внешнего давления, т.е. на работу расширения.

Термохимические уравнения.

Термохимические уравнения – химические уравнения в которых указано количество выделяемой или поглощаемой теплоты: 2Н₂ + О₂ = 2Н₂О + 571,6 кДж или Н₂ + 1/2О₂ = Н₂О + 285,8 кДж или N₂ + О₂ = 2NО – 180,5 кДж

Закон Гесса и следствия из него.

Закон Гесса: (Тепловой эффект реакции зависит только от начального и конечного состояния веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.) Тепловой эффект реакции зависит только от вида и состояния исходных веществ, но не зависит от пути перехода.

Следствие: Тепловой эффект реакции равен сумме теплоты образования продуктов реакции за вычетом суммы теплоты образования исходных веществ.

Принцип Бертло.

Бертло считал, что критерием выгодности протекания реакции является тепловой эффект. Принцип Бертло оказался не всегда справедлив. При высоких температурах устанавливается равновесие и даже возможны самопроизвольные эндотермические процессы. 2SO₂+О₂↔2SO₃; ∆H=-46

Все системы стремятся минимуму теплового эффекта и к максимуму энтропии.

Изобарно-изотермический потенциал.

Изобарно-изотермический потенциал (∆G). ∆Gº=∆Hº-T∆S – свободная энергия Гиббса. p=const. ∆Fº=∆Uº-T∆S – v=const. 1.t низкая ∆Gº=∆H преобладает энтальпический фактор. 2.t высокая -T∆S преобладает энтропический фактор. ∆Gº<0 реакция возможна (выгодна); ∆Gº>0 нет (не выгодна в энергетическом смысле); ∆Gº=0 равновесна; ∆Gº=∑∆Gº_прод-∑∆Gº_исх

2.Скорость химических реакций.

Скорость химических реакций зависит от: 1.природы реагирующих веществ. 2.степени измельченности 3. концентрации. 4.от формы сосуда. 5.от интенсивности света.

Различают гомогенные и гетерогенные системы.

Основные факторы влияющие на скорость х.р. 1.концентрация. 2.температура. 3.катализатор.

Закон скорости

Закон скорости υ=k[A]^a+[B]^b; aA+bB→продукты реакции

При постоянной температуре скорость х.р. прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. k – константа скорости, зависит от: 1.природы реагирующих веществ 2.от температуры. Зависимость скорости от температуры. 2Н₂ + О₂ = 2Н₂О 1.t=25ºС – не идет 2. t=400ºС – равновесие – через 80 дней 3. t=500ºС – через 2 часа 4. t=600ºС – взрыв

Энергия активации

Энергия активации – избыточная энергия, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещества (кДж/Моль)

Влияние температуры на скорость реакции

Влияние температуры на скорость реакции. Количественное влияние температуры на скорость х.р. описывает величина γ-температурный коэффициент скорости показывающий во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 10ºС υ_t2= υ_t1* γ^(t2-t1)/10

Правило Вант-Гоффа

Вант-Гофф выявил эмпирическое правило зависимости υ от t. При повышении температуры на 10ºС скорость гомогенной реакции увеличивается в 2-4 раза. Гомогенные реакции однородные.

Уравнение Аррениуса

k=k₀e^-E/RT , k – константа скорости, E – энергия активации, R – газовая постоянная, T – абсолютная температура. Lnk=-E/RT+B; E/R=A; lnk=-A/T+B

Явление катализа

Катализаторы – вещества, не расходующиеся в результате протекания реакции, но влияющие на ее скорость. Явление изменения скорости реакции под действием катализаторов – катализ. Реакции протекающие под действием катализаторов, называются каталитическими.

Катализаторы

Положительные катализаторы увеличивают скорость реакции, отрицательные (ингибиторы) – уменьшают. 1.гомогенный – реагенты и катализатор находятся в одинаковой фазе. 2.гетерогенный A+B→C+D; A+K→(AK)^* →AK; AK+B→(AB)^*K; (AB)^*K→C+D+K. Катализатор образует промежуточные соединения с реагентами и в конце выделяются в чистом виде. Суммарная энергия активации реагентов с катализатором будет меньше чем без него. Катализатор снижает энергию активации.