32.Второе начало термодинамики. Термодинамический процесс и его конечный результат. Состояние термодинамического равновесия.

Второе начало термодинамики-любая термодинамическая система

обладает не только определенным запасом внутренней энергии, но и характеризуется определенной степенью упорядоченности.

S=

Термодинамический процесс - изменение макроскопического состояний системы. Система, в который происходит процесс, называется рабочим телом. Тепловые вопросы можно разделить на:

1)равновесные2)неравновесные

1)Обратимый процесс— термодинамический процесс, который может проходить как в прямом, так и в обратном направлении, проходя через одинаковые промежуточные состояния, причем система возвращается в исходное состояние без затрат энергии, и в окружающей среде не остается макроскопических изменений.

Термодинамическое равновесие-предельное состояние к которому стремится изолированная термодинамическая система т.е. в опр. Точке в системе устанавливается термическое, механическое и химическое равновесие (в каждом элементарном химическом процессе скорость прямой реакции будет, равняется скорости обратной.) В реальных процессах может установиться неполное равновесия, однако степень этой неполноты может быть весьма существенной.

33. Самопроизвольные и несамопроизвольные, обратимые и необратимые процессы. Энтропия. Направленность термодинамического процесса

Несамопроизвольные – процессы, которые не могут идти сами собой, на них затрачивается работа.

Самопроизвольный процесс — процесс, идущий к состоянию термодинамического равновесия без затраты энергии извне.

Обратимый процесс— термодинамический процесс, который может проходить как в прямом, так и в обратном направлении, проходя через одинаковые промежуточные состояния, причем система возвращается в исходное состояние без затрат энергии, и в окружающей среде не остается макроскопических изменений.

Энтропия (функцией состояния термодинамической системы)

S=R*lnω

ω-термодинамическая вероятность данного состояния; R-универсальная газовая постоянная

Направление самопроизвольного протекания хим.реакции определяется совокупным действием 2 факторов:тенденцией к переходу системы в состояние с наименьшей внутренней энергией и тенденцией к достижению наиболее вероятного состояния.

34.Критерий направленности процесса в закрытой системе. Энергия Гиббса.

Энергия Гиббса- одна из характеристических функций термодинамической системы, обозначается G, определяется через энтальпию H, энтропию S и температуру Т равенством

G = H — TS.

Уравнение Гиббса отражает общую движущую силу процесса.

∆G-изменение энергии Гиббса при переходе системы из одного состояния в другое. Если ∆G<0 то реакция протекает самопроизвольно. Если ∆G>0 то самопроизвольно реакция не идет. Если ∆G=0,то хим. Равновесие.( ∆Н=T*∆S).

Энергия Гиббса зависит от концентрации в-в, поэтому концентрацию стандартизируют наравне с температурой и давлением.(1 моль/литр).

Вывод: самопроизвольно процесс идет только при уменьшении энергии Гиббса; процессы которым отвечает рост энергии Гиббса самопроизвольно не идут, но могут протекать при сообщении им энергии извне; знак ∆G указывает на возможность но не действительность протекания реакции, т.к. она не зависит от пути процесса.

Направление самопроизвольного протекания хим.реакции определяется совокупным действием 2 факторов:тенденцией к переходу системы в состояние с наименьшей внутренней энергией и тенденцией к достижению наиболее вероятного состояния.

35. Кинетика. Скорость химических процессов. Кинетическое уравнение.

Кинетика-учение о хим. процессе, его механизме и закономерностях развития во времени.

Основная характеристика V хим. реакции : скорость хим. процессов – число актов хим. взаимодействия протекающих на единице поверхности или в единице объема за единицу времени. Акт химического взаимодействия- сближение частиц на такие расстояния, при которых они оказываются в силовом поле друг-друга и способны взаимодействовать.

Скорость обычно определяют наблюдая за исчезновением какого-либо в-ва или появлением продукта реакции в течении времени. Если за определенный промежуток времени () концентрация изменилась на ∆С, то тогда средняя скорость: V= ±∆С/.

Уравнение, описывающее зависимость скорости от концентрации, называется кинетическим уравнением.

Скорость химической реакции пропорциональна вероятности столкновения частиц А и В

анальности

Хим. реакции отличаются по скоростям, следовательно не все столкновения приводят к взаимодействию .

Причины:

а) Молекулы не сориентированы в пространстве должным образом.

б) Течение процесса связано с изменением электронного состояния.

в) Для эффективности соударений нужно чтобы они обладали определённой энергией избыточной по сравнению со средней.