14. Термохимия – раздел химии, изучающий теплоту химических реакций.

Термохимические уравнения – ур-я, в которых указан тепловой эффект реакции и агрегатные состояния в-в. С ними можно производить алгебраические преобразования. Они нужны для того, чтобы вычислить теплоту образования в-ва, которую сложно либо невозможно определить экспериментально.

Тепловой эффект реакции – кол-во теплоты, выделившейся или поглотившейся в результате реакции. Он же – изменение энтальпии р-и. [ΔH] = [кДж] +ΔН – эндотермический процесс; -ΔН – экзотермический процесс.

Стандартные условия: Т = 298 К, Р = 1 атм

Закон Гесса: Тепловой эффект реакции зависит только от состава начальных и конечных продуктов реакции и не зависит от пути реакции.

Следствие: Тепловой эффект р-и равен сумме теплот образования продуктов р-и за вычетом суммы теплот образования исходных в-в. Теплота образования сложного в-ва – теплота образования 1 моль в-ва из простых в-в при стандартных условиях. Теплота образования простых в-в, устойчивых при стандартных условиях, равна 0. Теплоты образования сложных в-в, которые не могут быть получены экспериментально, можно вычислить, зная тепловые эффекты промежуточных стадий.

15. Второе начало термодинамики: При неизменном энергетическом состоянии системы в ней самопроизвольно происходят процессы, приводящие к увеличению энтропии.

Термодинамическая вероятность — число способов, которыми может быть реализовано состояние физической системы. В термодинамике состояние физической системы характеризуется определёнными значениями плотности, давления, температуры и др. измеримых величин. Перечисленные величины определяют состояние системы в целом (её макросостояние). Однако при одной и той же плотности, температуре и т. д. частицы системы могут различными способами распределиться в пространстве и иметь различные импульсы. Каждое данное распределение частиц называется микросостоянием системы. Вероятность термодинамическая (обозначается W) равна числу микросостояний, реализующих данное макросостояние.

Энтропия – мера неупорядоченности системы. Зависит от агрегатного состояния, температуры, сложности системы, давления. [S⁰298] = [Дж/(моль*К)] табличная величина для в-ва; ΔS = ΣS(конечн.) – ΣS(начальн.)

Формула Больцмана: S = k*lgW k – коэффициент пропорциональности, W – число равновероятных микроскопических состояний.

Энергия Гиббса: критерий, на основании которого судят о возможности/невозможности протекания реакции G = H – T*S

Важны не абсолютные величины, а их изменения в процессах ΔG⁰298 = ΔH⁰p – T*S⁰298

Если ΔG⁰298 > 0, процесс самопроизвольно не протекает; ΔG⁰298 = 0, в системе равновероятно присутствуют исходные в-ва и конечные продукты; ΔG⁰298 <0, процесс может самопроизвольно протекать при данных условиях.

Первое и второе начала термодинамики в объединенной форме имеют вид T*dS ≥ dU + dA

Если ΔH>0 и ΔS<0, процесс невозможен при любых температурах. Если ΔН<0 и ΔS>0, процесс возможен при любых условиях.

16. Химическая кинетика – учение о скоростях и механизмах химических реакций.

Скорость химической реакции – изменение концентрации реагирующих в-в в единицу времени.

Для гомогенных процессов: ṽ - средняя скорость, ṽ = ±Δс /Δt ; v – мгновенная скорость, v = ±lim₀ Δс /Δt = ± dс /dt

Для гетерогенных процессов: v = ΔCs / Δt (ΔCs – поверхностная концентрация, ΔCs = ν/S, S – площадь поверхности раздела)

На скорость хим. реакции влияет природа реагирующих в-в, концентрация в-в, температура, катализаторы, для газов – давление.

Закон действующих масс - скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. Для одностадийной гомогенной реакции типа А+В ® продукты реакции этот закон выражается уравнением: v = k [A] [B],где v - скорость реакции; [A] и [B] - концентрации веществ А и В, моль/л; k - коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции.

Молекулярность m – число молекул, принимающих участие в элементарном акте реакции. (I₂ = 2I, m=1; H₂+I₂=2HI, m=2)

Порядок реакции n – сумма показателей степеней в уравнении закона скорости, который в свою очередь является математическим выражением закона действующих масс. Порядок р-и зависит от её механизма, реакция может протекать в несколько стадий, и скорость всей реакции определяется самой медленной стадией. (V = K*[I₂]¹, n=1; V = K*[H₂]¹*[I₂]¹, n=2)

Правило Вант-Гоффа: При повышении температуры на 10 ̊ скорость химической реакции возрастает в 2-4 раза. V(t+10) = γ*V(t) При повышении температуры на другое число градусов V(t2) = V(t1)*γ^((t2-t1)/10)

В 1 см³газа при Т=500 К в 1 с происходит 10²⁸ столкновений. Если бы каждое приводило к образованию продукта реакции, все газовые реакции проходили бы мгновенно. => Не все столкновения между реагирующими молекулами приводят к образованию продуктов р-и. Число активных столкновений во много раз меньше числа неактивных.

Активные столкновения – те, которые происходят, если система обладает некоторым запасом энергии.

Энергия активации [Ea] = [кДж/моль] – некоторый энергетический барьер, который должны преодолеть частицы для активации реакции.

Ea = (ln(K(t1)/K(t2))*R*t1*t2)/(1000*(t2-t1)) t2>t1; K – константа скорости при данном t

Уравнение Аррениуса: K = A*e^(-Ea/(R*t))*e^(ΔS/R) ΔS – энтропия активации; ур-е связывает K и Ea, характеризует благоприятное расположение частиц.

Графики смотреть в лекциях.