I следствие:

Энтальпия реакции равна сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.

Для реакции:

aA + bB  cC  dD

математическое выражение I следствия из закона Гесса в общем виде выглядит следующим образом:

II следствие:

Энтальпия реакции равна сумме стандартных энтальпий сгорания исходных веществ за вычетом суммы стандартных энтальпий сгорания продуктов реакции с учетом стехиометрических коэффициентов.

В данном случае математическое выражение запишется так:

5. Понятие об энтропии (S) как мере неупорядоченности системы. Энергия Гиббса (G) как критерий самопроизвольного протекания процесса и термодинамической устойчивости химических соединений.Определение возможности протекания реакций по знакам ∆ Н_р и ∆S_р.

Энтропия (S)  термодинамическая функция состояния системы, которая отражает вероятность реализации того или иного состояния системы в процессе теплообмена.

Как и энергия, энтропия не относится к числу экспериментально определяемых величин. В обратимом процессе, протекающем в изотермических условиях, изменение энтропии можно рассчитать по формуле:

,

(8)

из которой видно, что размерность энтропии Дж/К или Дж/(мольК).

В необратимых процессах выполняется неравенство:

.

(9)

При увеличении беспорядка в системе энтропия возрастает и, наоборот, при упорядочивании системы энтропия уменьшается.

Если процесс проходит в изобарно-изотермических условиях, то общая движущая сила процесса называется свободной энергией Гиббса или изобарно-изотермическим потенциалом (G):

.

(15)

Величина G позволяет определить направление самопроизвольного протекания процесса:

Если G  0, то процесс самопроизвольно протекает в прямом направлении;

Если G  0, то процесс самопроизвольно протекает в обратном направлении;

Если G  0, то состояние является равновесным.

6.Скорость реакции: средняя и истинная. Зависимость скорости химической реакции от температуры. Правило Вант – Гоффа. Понятие об энергии активации и активных частицах. Уравнение Аррениуса.

Раздел химии, изучающий скорости и механизмы химических процессов, называется химической кинетикой.

Основная величина в химической кинетике  скорость реакции. В общем случае, скорость химической реакции / / определяется изменением количества реагирующего вещества в единицу времени:

Для гомогенной (однородной) системы средняя скорость химической реакции измеряется количеством веществ, вступивших в реакцию или образующихся в результате реакции за единицу времени в единице объема системы.

Иными словами, в данном случае скорость реакции определяется изменением концентраций реагирующих веществ в единицу времени:

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры и наличия катализатора. В некоторых случаях на скорость реакции оказывают влияние давление (если реакция протекает в газовой фазе),

Зависимость скорости реакции от температуры.

При повышении температуры скорость реакции, как правило, увеличивается. Эта закономерность может быть выражена уравнением:

где и  скорости реакций при температурах и ;

γ  температурный коэффициент скорости реакции (температурный коэффициент Вант-Гоффа), который показывает во сколько раз возрастает скорость данной реакции при повышении температуры на 10⁰.

Для большинства реакций  = 2-4. В таких случаях выполняется правило Вант-Гоффа:

При повышении температуры на каждые 10⁰ скорость химической реакции возрастает в 2-4 раза.

Основное влияние температура оказывает на константу скорости реакции. Эта зависимость выражается уравнением Аррениуса:

,

(6)

k – константа скорости реакции;

А –

R – универсальная газовая постоянная (8,31 Джмоль^1К^1);

T – температура по Кельвину (273 + t⁰С);

E_a – энергия активации, кДж/моль

7. Обратимые и необратимые по направлению химические реакции и состояние химического равновесия. Закон действующих масс ЗДМ для состояния химического равновесия (закон химического равновесия). Константа химического равновесия и ее связь со стандартным изменением энергии Гиббса процесса. Зависимость константы равновесия от температуры.

Химические реакции бывают необратимыми и обратимыми.

Необратимыми называют реакции, которые протекают только в одном направлении.

В частности, к необратимым реакциям относятся те, которые сопровождаются образованием осадка, газа или малодиссоциирующего вещества (например, Н₂О).

Примеры:

BaCl₂  K₂SO₄ BaSO₄  2KCl

Na₂CO₃  2HCl 2NaCl  CO₂  H₂O

HCl  KOH KCl  H₂O

Необратимые реакции протекают до конца

Обратимыми называют реакции, которые одновременно протекают в двух противоположных направлениях.

Большинство реакций являются обратимыми

Примеры:

N₂  3H₂ ⇄ 2NH₃

H₂  I₂ ⇄ 2HI

2NO  O₂ ⇄ 2NO₂

Влияние концентраций реагирующих веществ на скорость реакции выражается основным законом химической кинетики или законом действующих масс:

Скорость химической реакции, протекающей при постоянной температуре в гомогенной среде, пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных коэффициентам, стоящим перед формулами этих веществ в уравнении реакции.

Так, для реакции, протекающей по уравнению:

aA  bB  cC  dD,

скорости прямой и обратной реакций определяются выражениями:

где k₁ и k₂ – константы скоростей прямой и обратной реакций.

Как только скорости обеих реакций становятся одинаковыми, в системе устанавливается динамическое равновесие и дальнейшее изменение концентрации всех участвующих в реакции веществ прекращается.

Таким образом, в состоянии химического равновесия мы имеем:

Данное соотношение можно преобразовать следующим образом: