12) 12) Энтропия как мера беспорядка в системе . Термодиномическая вероятность состояния системы(w).

Второй закон термодинамики,Энтропия как мера термодинамической необратимости процесса.

Применение второго закона термодинамики.Связь между энергией Гиббса и константой равновесия.

Энтропия- термодинамическая функция, мера упорядоченности состояния системы. Термодинамическая вероятность системы W- число микросостояний системы. Энтропия системы, отнесенная к одному молю вещества RlnW=S Дж/(моль*К). ЕЕ увеличение говорит о переходе системы из более упорядоченного состояния к менее упорядоченному в результате тем или иных, в том числе химических, процессов. Она никогда не равно 0. Можно определить не только изменение, но и абсолютное значение энтропии. Энтропия вещества в стандартном состоянии называется стандартной энтропией . Изменение энтропии системы в результате протекания хим.реакции равно сумме энтропий продуктов реакции за вычетом энтропий исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.

Второй закон терм-ки: в изолированных системах самопроизвольно идут только такие процессы, которые сопровождаются возрастанием энтропии.

Энтропи́я— в естественных науках мера беспорядка системы, состоящей из многих элементов. В частности, в статистической физике — мера вероятности осуществления какого-либо макроскопического состояния; в теории информации — мера неопределённости какого-либо опыта (испытания), который может иметь разные исходы, а значит, и количество информации; в исторической науке, для экспликации феномена альтернативности истории (инвариантности и вариативности исторического процесса).

Константа равновесия и изменение энергии Гиббса

Для реакции, протекающей в изобарно-изотермических условиях, в некотором неравновесном исходном состоянии энергии Гиббса или химические потенциалы реагирующих веществ и продуктов реакции в общем случае не одинаковы, их разность (ΔGT) может быть рассчитана по уравнению:

Это уравнение называют уравнением изотермы химической реакции. Оно позволяет рассчитать изменение энергии Гиббса при протекании процесса и определить направление протекания реакции:

Стандартная энергия Гиббса реакции в газовой смеси — энергия Гиббса реакции при стандартных парциальных давлениях всех компонентов, равных 0,1013 МПа (1 атм).Стандартная энергия Гиббса реакции в растворе — энергия Гиббса при стандартном состоянии раствора, за которое принимают гипотетический раствор со свойствами предельно разбавленного раствора, но с концентрацией всех реагентов, равной единице. Величина стандартной энергии Гиббса реакции может быть использована для приближенной оценки термодинамической возможности протекания реакции в данном направлении, если начальные условия не сильно отличаются от стандартных. Кроме того, сравнивая величины стандартной энергии Гиббса нескольких реакций, можно выбрать наиболее предпочтительные, для которых имеет наибольшую по модулю отрицательную величину.

13) Химическая кинетика. Понятие о скорости химической реакции.

Гомомгенные и гетерогенные реакции, примеры.

Понятие о фазе. Понятие о лимитирующей стадии. Элементарный акт химической реакции.

Скорость химической реакции — изменение количества одного из реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства. Является ключевым понятием химической кинетики. Скорость химической реакции — величина всегда положительная, поэтому, если она определяется по исходному веществу (концентрация которого убывает в процессе реакции), то полученное значение умножается на −1.

Например для реакции: A+B-> C+D

выражение для скорости будет выгляде

Термодинами́ческая фа́за — термодинамически однородная по свойствам часть термодинамической системы, отделенная от других фаз поверхностями раздела, на которых скачком изменяются некоторые свойства системы. Другое определение: Фаза — гомогенная часть гетерогенной системы. В однокомпонентной системе разные фазы могут быть представлены различными агрегатными состояниями или разными полиморфными модификациями вещества. В многокомпонентной системе фазы могут иметь различный состав и структуру. В любом случае при наличии раздела фаз подразумевается принципиальная возможность перехода вещества из одной фазы в другую

14)

Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ, закон действующих масс. Физический смысл константы скорости. Молекулярность и порядок химической реакции на примерах гомогенных и гетерогенных реакций. Физический смысл этих параметров.

Скорость реакции повышается с увеличением концентрации реагирующих веществ. Скорость необходимой реакции

равна , где сA, cB, cD, cE – концентрации реагирующих веществ, моль/л; a, b,d,e -стехиометрические коэффициенты или порядок реакции по реагенту A, B, D или E; k1 и k2 константы скоростей химических реакций.

Это уравнение называется кинетическим уравнением химической реакции.

Зависимость скорости гомогенной реакции от концентрации определяется законом действующих масс (закон Гульдберга и Вааге, 1864-1867): Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов.

Все химические реакции можно разделить на гомогенные и гетерогенные. К гомогенным реакциям относятся реакции, протекающие между веществами, находящимися в одном агрегатном состоянии, если между ними отсутствуют поверхности раздела. К гомогенным реакциям относятся реакции между газами, неограниченно смешивающимися жидкостями и жидкими растворами. Гомогенные реакции протекают в объеме, т.е. имеются наиболее благоприятные условия для контакта молекул реагирующих веществ.

Реакции между веществами, находящимися в разных агрегатных состояниях, или в одном агрегатном состоянии, но разделенных поверхностями раздела относятся к гетерогенным реакциям. К ним относятся, например, реакции между газом и жидкостью, двумя несмешивающимися жидкостями, механическими смесями твердых веществ. В гетерогенных реакциях химический процесс протекает только на поверхностях раздела реагирующих фаз.

15) Зависимость скрости химической реакции от температуры. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. Энтропия активации. Правило Вант-Гоффа.

Правило Вант-Гоффа: при повышении температуры на 10 К скорость многих реакций увеличивается в 2-4 раза: , где γ-коэффициент, значение которого для эндотермической реакции выше, чем для экзотермической(от 2 до 4).

Уравне́ниеАрре́ниуса устанавливает зависимость константы скорости химической реакции от температуры Согласно простой модели столкновений химическая реакция между двумя исходными веществами может происходить только в результате столкновения молекул этих веществ. Но не каждое столкновение ведёт к химической реакции. Необходимо преодолеть определённый энергетический барьер, чтобы молекулы начали друг с другом реагировать. То есть молекулы должны обладать некой минимальной энергией (энергия активации), чтобы этот барьер преодолеть. Из распределения Больцмана для кинетической энергии молекул известно, что число молекул, обладающих энергией , пропорционально . В результате скорость химической реакции представляется уравнением, которое было получено шведским химиком Сванте Аррениусом из термодинамических соображений: . Здесь А(или пишем характеризует частоту столкновений реагирующих молекул( предэкспоненциальный множитель).

16) Химическое равновесие. Константа равновесия (примеры, физический смысл). Принцип смещения равновесия (правило Ле-Шателье).

Химическое равновесие — состояние химической системы, в котором обратимо протекает одна или несколько химических реакций, причём скорости в каждой паре прямая-обратная реакция равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.aA+bB+cC+dD. Константа равновесия равно отношению констант прямой и обратной реакций. = / . ∆ =-RTln . ∆G>0 Vпр<Vобр; ∆G<0 Vпр>Vобр; ∆G=0 скорости равны. Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняются закономерности, которая была высказана в общем виде в 1885 году французским ученым Ле-Шателье.

Факторы влияющие на химическое равновесие:

1) температура

При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении в сторону экзотермической (выделение) реакции.

CaCO3=CaO+CO2 -Q t↑ →, t↓ ←

N2+3H2↔2NH3 +Q t↑ ←, t↓ →

2) давление

При увеличении давления химическое равновесие смещается в сторону меньшего объёма веществ, а при понижении в сторону большего объёма. Этот принцип действует только на газы, т.е. если в реакции участвуют твердые вещества, то они в расчет не берутся.

CaCO3=CaO+CO2 P↑ ←, P↓ →

1моль=1моль+1моль

3) концентрация исходных веществ и продуктов реакции

При увеличении концентрации одного из исходных веществ химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции, а при увеличении концентрации продуктов реакции-в сторону исходных веществ.

S2+2O2=2SO2 [S],[O]↑ →, [SO2]↑ ←

Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия! Или: Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в таком направлении, которое ослабляет внешнее воздействие.

17.Катализ-Ускорение ХР за счет катализаторов. Обратимый процесс с помощью ингибиторов. Катализотор является эффективным в очень маленьких количествах. Катализатор действует избирательно. Катализатор не побуждает термодинамически невероятную реакцию, не изменяет направление ХР, а лишь ускоряет ее. Катализ может быть Гомогенным и гетерогенным. Примером гомогенного катализа является разложение пероксида водорода в присутствии ионов йода. Реакция протекает в две стадии:

H2О2 + I → H2О + IO

H2О2 + IO → H2О + О2 + I

При гомогенном катализе действие катализатора связано с тем, что он вступает во взаимодействие с реагирующими веществами с образованием промежуточных соединений, это приводит к снижению энергии активации.

При гетерогенном катализе ускорение процесса обычно происходит на поверхности твердого тела — катализатора, поэтому активность катализатора зависит от величины и свойств его поверхности. На практике катализатор обычно наносят на твердый пористый носитель.

Механизм гетерогенного катализа сложнее, чем у гомогенного. Механизм гетерогенного катализа включает пять стадий, причем все они обратимы: Диффузия реагирующих веществ к поверхности твердого вещества; Физическая адсорбция на активных центрах поверхности твердого вещества реагирующих молекул и затем хемосорбция их; Химическая реакция между реагирующими молекулами; Десорбция продуктов с поверхности катализатора; Диффузия продукта с поверхности катализатора в общий поток. Итак, гетерогенные каталитические реакции начинаются со стадии адсорбции, в результате которой ослабляются или разрываются химические связи в молекулах реагентов. Игнибиторы-вещества, тормозящие химические реакции.

18. Дисперсная система-это многокомпонентная система, состоящая из двух или нескольких веществ, причем одно из них сильно размельчено или распределено(дисперсированно) в другом.

Дисперсная среда непрерывна во всем объеме, а дисперсная фаза дисперсирована в этой среде.

[n=1/D], где n-степень дисперсности, D-диаметр частицы.

По степени дисперсности и агрегатному состоянию можно изобразить шкалу дисперсности:

10^(-10)-10^(-8.5):ионно-молекулярная дисперсионная система (истинные растворы кислот,солей и щелочи)

10^(-8.5)-10^(-6): тонко дисперсные системы; коллоидные растворы,мицеллы,частицы.

10^(-6)-10^(-3):грубо-дисперсная система: пыль(твердое-газ); эмульсия (жидкое в жидком);суспензия (твердое в жидком);аэрозоли(жидкое в газе);туман(жидкое в газе).

Растворимость — способность вещества образовывать с другими веществами однородные системы —растворы, в которых вещество находится в виде отдельных атомов, ионов,молекул или частиц. Растворимость выражается концентрацией растворённого вещества в его насыщенном растворе либо в процентах, либо в весовых или объёмных единицах, отнесённых к 100 г или 100 см³ (мл) растворителя (г/100 г или см³/100 см³). Растворимость газов в жидкости зависит от температуры и давления. Растворимость жидких и твёрдых веществ — практически только от температуры.

19.Концентрация-количество растворяемого вещества в единице массы или объема раствора или растворителя:

Процентная концентрация: число граммов растворяемого вещества в 100г раствора.

Молярность(См)-число молей растворенного вещества в 1л раствора:

См=v/V, где V-объем,v-чило молей.

Нормальность(Cn)- число грамм эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора:

Cn=z*Cм=z*v/V, где z-число эквивалентности,v-количество растворенного вещества, V-общий объем раствора.

Титр(Т)-показывает сколько грамм растворяемого вещества содержится в одном миллиметре или одном сантиметре раствора:

Т=m/V, где m-масса растворенного вещества,V-общий объем раствора.

Моляльность(μ)-показывает число молей вещества, которое приходитсяна 1000 гр чистой воды: μ=v/m,где v-количество растворенного вещества,m-масса растворителя.

Мольная доля вещества(Xв)-показывает соотношение числа молей растворяемого вещества к суммарноому числу молей растворяемого вещества и растворителя:

Хв=v(Pв)/v(Pв)+v(Р), где v(Рв)-число молей растворяемого вещества, v(Р)-число молей растворителя.