Тепловой эффект реакции

I закон термохимии: Теплота образования реакции равно теплоте разложения с обратным знаком.

Если в процессе реакции энергия выделяется, это процесс экзотермический. Если в процессе реакции энергия поглощается это процесс эндотермический.

II закон термохимии(закон Гесса):Тепловой эффект реакции при постоянном давлении и объеме не зависит от пути перехода, а зависит только от начального и конечного состояния продукта реакции исходных веществ.

Теплоты образования веществ даются в справочниках. Теплотой образования называется количество теплоты, которое выделяется при образовании одного моля вещества из простых веществ при стандартных условиях. Такая теплота образования обозначается

1)Тепловой эффект реакции равен сумме теплот образования конечных продуктов реакций минус сумма теплот образовнных начальными продуктами реакции.

Теплоты образования простых веществ равных нулю.

2)Если начальные состояния реакции одинаковы, а конечные равзличны, то разница в тепловом эффекте этих реакций будет равна тепловому эффекту перехода из одного конечного состояния в другое

Для того чтобы перевести один моль воды в газообразное состояние, нужно затратить 44 КДж.

3) Если начальные состояния различны,а конечные одинаковы,то разница в тепловых эффектах будет равна тепловому эффекту перехода из одного состояния в другое

Из этих двух форм углерода более устойчивым является графит. Переход графита в алмаз требует зытраты энергии и это возможно при температуре равной 1200 ⁰ С. Обратный процесс перехода из алмаза в графит протекает самопроизвольно, но очень медленно.

III 2 термодинамика. Термодинамические системы, их классификация. Фнкции и параметры.

Термодинамика изучает взаимопревращение различных видов энергии. Термодинамика базируется на 2-х основных законах. Она не изучает отдельные атомы, молекулы, а изучает совокупность микросистем, микроскопические тела.

Существует классификация систем:гомогенные и геторогенные(состоящие из нескольких фаз).Фаза-часть системы, которая имеет границы раздела и одинаковые термодинамические и химические свойства.

Открытая- система может обмениваться и теплом и массой. Закрытая - система может обмениваться только теплом. Изолированная - ни теплом ,ни массой. Конденсированная- ни учитывается газообразная фаза. Система характеризуется определенными свойствами. Свойства котррые можно непосредственно измерить называются Термодинамическими параметрами. Совокупность термодинамических параметров характеризует состояние системы. Если изменить один из параметров то система перейдет в другое состояние. При разных условиях энергетического состояния, система характеризуется разными функциями:

U – внутр.энергия

H - энтальпия

S – энтропия

G – изобрный изотермический потенциал(энергия Гиббса)

Внутренняя энергия – совокупность всех видов энергий,которые состовляют данную систему, за исключением кинетической и потенциальной энергии всей системы в целом.Зависит от природы вещества,от V вещества,от массы,температуру и т.д.

III 3. Первый закон термодинамики.

I закон термодинамики: Q=∆U+A

1)теплота сообщенная системе, расходуется на изменение внутренней энергии и на совершение системой работы

2)Энергия не исчезает и не появляется, она переходит из одного вида в другой, в строго эквивалентных количествах.

3)в изолированных системах энергия постоянна

4)вечный двигатель первого рода невозможен

Частные случаи первого закона термодинамики:

А) V=const – изохорный процесс. A=p∆V ; Q=∆U+ p∆V; ∆V =0; Q_v=∆U

При изохорном процессе тепловой эффект будет равен изменению термодинамической функций.Теплота не будет зависеть от пути перехода.

б) p=const – изобарный процесс

Q=(U₂-U₁)+p(V₂-V₁) При изобарном процессе тепловой эффект не зависит от пути перехода,так как равен термодинамической функции.

Q=(U₂-pV₂)-(U₁+pV₁)

Q_p=H₂-H₁=∆H

III 4 второй закон термодинамики.

II закон термодинамики:

1)невозможен самопроизвольный переход теплоты от менее нагретого тела к более нагретому.

2) не возможен вечный двигатель второго рода. если совершена работа, то вся энергия может превратиться в теплоту. Теплота - хаотичное движение частиц, поэтому невозможно полное превращение теплоты в работу без каких-то изменений в системе.

3)При самопроизвольных процессах в изолированных системах энтропия системы увеличивается.

Все самопроизвольные процессы протекают в сторону выравнивания свойств(температура, давление и т.д.).Выравнивание свойств, является пределом самопроизвольных процессов. Все самопроизвольные процессы протекают в сторону увеличения беспорядка. Энтропия – является мерой беспорядка. Энтропию называют обесцененной, бесполезной энергией.

Такая температурная остановка связана с переходом Из твердой фазы в жидкую. Тепло расходуется на разрушение кристаллической решетки.

0⁰ К- точка отсчета энтропии. Энтропия зависит от температуры, давления, природы вещества.

Следствие закона Гесса:

Энтропия является критерием направленности. Все самопроизвольные процессы протекают в сторону увеличения энтропии.

∆σ<0, то возможно протекание прямой реакции самопроизвольно

∆σ>0, то прямая реакция невозможна при данных условиях.

∆σ=0, система находиться в состояние равновесия.

IV 1. Гомогенные и гетерогенные реакции. Равило вант-гофа. Закон действующих масс

Реакция может протекать мгновенно и десятилетиями. На скорость реакции влиять природа веществ, концентрация веществ, температура, агрегатное состояние, степень измельчения и т.д.

Скорость реакции может увеличиваться и уменьшаться.

Различают скорости гомогенных и гетерогенных реакций. Гомогенные - однородные, не имеющие поверхностного раздела. Гетерогенные – неоднородные, имеющие поверхностный раздел. Реакция происходит при столкновении молекул и веществ. Чем больше молекул, тем больше столкновений.

Закон действующих масс: скорость реакции прямопропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ в степенях,равных коэффеценту уравнения реакций при t=const- концентрации веществ, к-константа скорости(зависит от природы веществ но не зависит от концентрации реагирующих веществ)

Правило Вант-Гоффа: при повышение температуры на 10 градусов,скорость реакции возрастает в 2-4 раза.

Реакция может происходить только между активными молекулами, которые имеют повышенную энергию.Разница между Евоз и Е называется Еактивации.

Еакт=Евоз-Е

Если Еакт<10 Ккал/моль, то большая часть соударенных молекул реагирующих веществ заканчивается реакцией между ними. Например, Реакции между электролитами в растворах, протекающие практически мгновенно.

Реакции, Еакт которых >30 ккал/моль, протекает при обычных температурах, столь медленно, что кажется, будто реакции не происходит. Примером может служить синтез аммика.

Реакция необратима, если продукты удаляться из реакционной среды(газ,осадок). Большинство реакций- обратимы, то есть продукты реакции могут взаимодействовать друг с другом.