Термохимия

Химические реакции всегда сопровождаются выделением или поглощением энергии в виде тепла, света, электричестве, т.е. превращением химической энергии в другие виды.

Для количественного сопоставления энергетических эффектов их, путём пересчёта, приводят к одному виду энергии – тепловой.

Раздел химии, изучающий изменение тепла в ходе химической реакции, называется термохимия.

Для реакций, которые идут при постоянном давлении и температуре обозначают ΔН и называют энтальпия. (V, T)=const, ΔU-внутренняя энергия.

Реакции бывают:

- экзотермические (выделение тепла в окружающую среду, ΔН<0)

- эндотермические (поглощение тепла из окружающей среды; ΔН>0)

Т.к. тепловой эффект реакции зависит от внешних условий, то его принято определять при стандартных условиях: T=298K (25˚C), P=101,3 кПа (1 ат, 760 мм рт. ст.), ΔН˚₂₉₈ ΔU˚₂₉₈. [ΔН; ΔU]= Дж(кал)/кДж(ккал).

Химические уравнения, записанные с указанием теплового эффекта, называют термохимическими; в них принято указывать агрегатное и аллотропическое состояние.

Тепловой эффект всегда относится к взаимодействию того числа молей, которое указано в уравнении реакции.

Тепловой эффект образования одного моля сложного вещества из простых называется энтальпией образования. ΔН_обр; ΔН_f ; ΔН_обр˚₂₉₈

[ΔН˚_обр]=Дж/моль

Чем больше ΔН˚_обр вещества, тем оно прочнее.

ΔН˚_обр практически всех известных веществ экспериментально найдены и содержатся в справочниках.

Не все вещества однако можно синтезировать из простых в условиях, позволяющих производить калориметрические измерения (измеряют калориметром)

Однако ΔН˚_обр можно найти и косвенным путём, пользуясь основным законом термохимии, законом Гесса

«Тепловой эффект реакции не зависит от пути процесса, а определяется только начальным и конечным состоянием системы.» Закон справедлив только если процесс идёт при (Р, Т)=const, или (V, P)=const.

Следствия закона Гесса:

1. термохимические уравнения можно складывать и вычитать алгебраически.

2. тепловой эффект прямой реакции равен тепловому эффекту обратной реакции с противоположным знаком.

3. (закон Лавуазье-Лапласса, открыт за 60 лет до закона Гесса) если в результате ряда преобразований система приходит в исходное состояние, то тепловой эффект такого процесса равен нулю.

4. тепловой эффект реакции равен разности между суммой ΔН образования продуктов реакции и суммой ΔН образования исходных веществ с учётом стехиометрических коэффициентов (коэффициентов перед формулой данного вещества уравнения реакции)

Химическая кинетика и равновесие.

Химическая кинетика изучает скорость химических реакций и зависимость этой скорости от различных факторов.

Количественно скорость химической реакции принято оценивать по изменению концентрации реагирующих веществ в единицу времени. Поскольку вещества реагируют в эквивалентных соотношениях, то о скорости можно судить по изменению концентрации любого одного из участников реакции (исходного вещества или продукта). О скорости можно судить так же по изменению какого-либо параметра (свойства системы), зависящего от концентрации (окраска раствора, давление газа, электропроводность электролита и т.д.)

При постоянных внешних условиях скорость реакции меняется, поэтому говоря о скорости имеют ввиду скорость в данный момент времени. Скорость в данный момент времени – производная от концентрации по времени.

dc - бесконечно малое изменение концентрации.

dτ - бесконечно малое изменение времени.

с исходного вещества ↑, с продукта ↓.

V=-tgα

Реакции делят на гомогенные и гетерогенные.

Гомогенные – протекают в одной среде (газ/жидкость)

Гетерогенные – между частицами, находящихся в разных фазах (имеется поверхность раздела).

Кинетика гомо и гетерогенных реакций существенно различаются: в гетерогенных реакциях присутствует стадия диффузии веществе, влияющая на скорость реакции.

V=ƒ(природа веществ, C, T, катализатор, …)

1. Влияние концентрации на скорость химических реакций установили норвежские учёные Гульдберг и Вааге; выведенное ими соотношение известно под название закон действующих масс (з. д. м.): при Т=const скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степени их стехиометрических коэффициентов (закон справедлив только для наиболее простых по механизму гомогенных реакций).

А+В=С; V=k*c_a*c_b ;V=k[A][B]

k – константа скорости химической реакции; k=ƒ(природа, Т, катализатор)

С_А=С_B=1моль/л V=k

2A+B=D; V=k[A]²[B]

Для гетерогенных реакций з. д. м. можно применять только если в выражениях для скорости не включать твёрдую фазу.

С_ив+О₂=CO₂; V=k[O₂]

2. Влияние температуры на скорость химической реакции. С увеличением Т скорость х/р увеличивается. На практике подтверждается приближённое правило Вант-Гоффа: «При повышении Т на каждые 10 градусов скорость реакции увеличивается от 2х до 4х раз.

; Vt₁(t₂) – скорость при соответствующих температурах, γ-температурный коэффициент скорость реакции, γ(2;4)

Для того, чтобы реакция произошла, реагирующие частицы должны столкнуться с тем, чтобы их электронные оболочки смогли перекрыться, опыт показывает, что далеко не каждое столкновение приводит к химическому взаимодействию.

Аррениус высказал предположение, что реакционно-способными являются не все, а только активные молекулы, т.е. энергия которых выше средней. Избыток энергии, которым обладают активные молекулы, называется энергией активации; он необходим для преодоления некоторого энергетического барьера, обусловленного силами отталкивания электронных оболочек.

k – константа скорости х.р.

А – константа реакции (своя для каждой)

У=2,7183 – основание ln

R – универсальная газовая постоянная

Т – температура по шкале Кельвина

С увеличением Т k резко увеличивается.

Т=const k↑↑, если ↓Еакт

Это возможно при наличии катализатора.