14.Втрой закон термодинамики. Энтропия. Энтальпийный и Энтропийный факторы протекания химической реакции. Энергия Гиббса.

Второй закон термодинамики: говорит о мере упорядоченности в системе. S – энтропия, мера беспорядка в системе. Если ∆S>0 значит процесс идет самопроизвольно. Самопроизвольно идут процессы с увеличением Энтропии.

Энтропия: Вероятность состояния молекулярной системы в конкретных условиях характеризуется термодинамической функцией энтропия. Значит, тенденция системы переходить в более вероятное состояние в данных условиях характеризуется этой функцией. Эта функция является мерой беспорядка в системе и самопроизвольно могут протекать те процессы, в ходе которых энтропия увеличивается.∆S характеризует тепловое движение молекул. Это функция состояния

∆S х.р.= ∑S прод. - ∑S исх.вещ.

Энтальпийный фактор: ∆H определяет энергию разрыва химических связей и образование новых.

Энтропийный фактор: T∆S характеризует тепловое движение молекул внутри системы. Связанная энергия определяется состоянием вещества и не может быть не во что преобразована и всегда теряется.

Энергия Гиббса: ∆G это та работа сил химической реакции, которая может произвести химическую реакцию. Эта та энергия, которая может быть преобразована в другие виды энергии завычетом T∆S. ∆G=∆H-T∆S

Если ∆G<0, то это условие самопроизвольного протекания реакции. В ходе реакции ∆G уменьшается и система переходит в более выгодное энергетическое состоянию. Если ∆G=0 то это фазовое равновесие, в этот момент система переходит из одного агрегатного состояния в другое.

∆H	∆S	T	T для ∆G<0
Эндо>0	>0	<∆H/S	T→ +∞
Экзо<0	<0	<∆H/S	T→ -∞
>0	<0	-	невозможно при любых условиях
<0	>0	T≠f(∆G)	самопроизвольно в любом случае

15.Гомогенные и гетерогенные химические реакции. Скорость химических реакций. Зависимость скорости химической реакции от изменения параметров системы.

Гомогенные химические реакции: все вещества и продукты находятся в одной фазе и нет поверхности раздела между 2-мя фазами.

H₂(г)+Cl₂(г)=2HCl(г)

Гетерогенные химические реакции: хотя бы один продукт или исходное вещество находятся в отличном от других состояний и реакция идет на границе раздела фаз.

CaCO₃(кр)+HCl(ж)=CaCl₂ (кр)+CO₂ (г)+H₂O(ж)

Скорость химических реакций: υ х.р. число элементарных актов реакции, происходящих в единицу времени, в единице объема (для гомогенной реакции) или на единице поверхности (для гетерогенной реакции)раздела фаз. Мерой скорости химической реакции является количество вещества, вступившего в реакцию или образовавшегося при реакции за единицу времени в единице объема.(для гомогенной реакции) или на единице поверхности раздела фаз (для гетерогенной реакции).

υх.р.= −∆С/∆t

Зависимость скорости химической реакции от изменения параметров:

Скорость химической реакции зависит от:

• типа химической связи:

Чем прочнее связь тем дольше идет ее разрыв и тем больше затрачивается на это энергии.

• лимитирующей стадии, если процесс многостадийный:

Скорость всей химической реакции определяется скоростью самой медленной лимитирующей стадии.

• агрегатного состояния реагирующих веществ:

На поверхности раздела фаз возникает некомпенсированная энергия поверхностного натяжения и концентрация вещества на поверхности раздела фаз будет выше.

• от давления:

Если реакция идет с газом

• от концентрации реагирующих веществ:

Увеличение числа частиц в объеме приводит к возрастанию числа столкновений, т.е. к увеличению скорости, и если при химическом взаимодействии сталкиваются частицы различных видов, то число таких столкновений пропорционально концентрации этих частиц. Скорость гомогенной реакции прямо пропорциональна концентрации реагирующих веществ.

aA+bB=cC+dD

υх.р.= k₁ CA^a*CB^b прямая реакция

υх.р.=k₂ CD^d*CC^c обратная химическая реакция

• от температуры:

При повышении температуры на каждые 10 градусов скорость возрастает в 2 – 4 раза

• от присутствия катализатора: