9) Тепловые эффекты химических реакций. Методы расчета теплот образования и тепловых эффектов реакции. Теплотворная способность топлива.

10) Направление течения химических процессов, энтропия, энергия Гиббса, энергия Гельмгольца.

В большинстве процессов характер передачи энергии и изменении в упорядоченности расположения частиц отличается друг от друга. Для частиц (молекул) характерно стремление к бесконечности движению, поэтому система стремится перейти из более упорядоченного состояния в менее. Пример: Если балон газа соединить с сосудом большого объема, то газ распределится по всему объему обоих сосудов ( процесс протекающий самопроизвольно), при этом система из более упорядоченной переходит в состояние с меньшим порядком. Количественной мерой беспорядка является величина – энтропия или разница энтропии. Об изменении энтропии химических реакций можно судить по изменению объема в ходе реакции. Энергия Гиббса – характеризует суммарный эффект от стремления системы уменьшить энтальпию ( ) и одновременно стремясь обеспечить увеличение энтропии . характер изменения энергии Гиббса дает возможность судить протекает ли реакция самостоятельно или нет. Если энергия Гиббса имеет отрицательное значение, то реакция протекает самопроизвольно, если имеет положительное значение, то реакция самопроизвольно не протекает. Если энергия равно нулю, то система находится в равновесии. Если процессы протекают при постоянно давлении, то их направление и возможность протекания определяется с использованием энергии Гельмгольца. . Определяемая по следующей формуле –изменение внутренней энергии.

11) Химическое равновесие, обратимые и необратимые реакции, константа равновесия и способы ее расчета. Реакции, которые протекают в одном направлении и идут до конца, называются необратимыми. Их не так много. Большинство реакций являются обратимыми, т. к. протекают в прямом и обратном направлении. Например: I₂+H₂↔2HI. Входе реакции может устанавливаться подвижное химическое равновесие. Состояние равновесия достигается если скорость прямой реакции (образование НI) и скорость обратной реакции (Н₂+I₂) будут равны. Химическое равновесие – это такое состояние системы реагирующих в-в, при котором скорости противоположных реакций равны. Концентрации реагирующих в-в, которые устанавливаются при химическом равновесии, называются равновесными концентрациями. Их обозначают: [I₂], [H₂], [HI]. На состояние хим. равновесия оказывает влияние концентрация реагирующих в-в, температура, а для газообразных в-в и давление. При изменении одного из этих параметров равновесия нарушается и концентрация реагирующих в-в изменяется до тех пор, пока не установится полное равновесие. Однако, значение равновесных концентраций изменится H₂+I₂↔2HI v₁=K₁[H₂] [I₂] v₂=K₂[HI]² v₁=v₂ K₁[H₂] [I₂]=K₂[HI]² K_c= K₂[HI]² / K₁[H₂] [I₂] –константа скорости реакции. К_с – постоянная при конкретной заданной температуре. mA+nB↔pC+gD для реакции в общем виде K_c=[C]^p[D]^g/[A]^m[B]ⁿ K_c=C_c^pC_D^g/C_A^mC_Bⁿ. ∆G=-RTlnK_c. Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих в-в, но не зависит от концентрации. Константа равновесия показывает во сколько скорость прямой реакции больше скорости обратной реакции, если концентрации каждого из реагирующих в-в равны моль/литр. С учетом константы скорости реакции закон действия масс можно сформулировать следующим образом. В данной обратимой химической реакции при данной температуре отношение произведений равновесных концентраций в правой и левой части уравнения, выведенных в степени их стехиометрических коэффициентов есть величина const.