2) Закон Гесса: Тепловой эффект химической реакции не зависит от промежуточных стадий реакции (пути протекания процесса), а определяется только состоянием исходных веществ и продуктов реакции.

Следствие:

• тепловой эффект прямой реакции равен по величине и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции.

• Тепловой эффект реакции равен разности между суммой теплот образования всех продуктов реакции и суммой теплот образования всех реагентов, взятых с соответствующими стехиометрическими коэффициентами.

Эндоэффект: процесс, протекающий с поглощением тепла.

Экзоэффект: процесс, протекающий с выделением тепла.

Причины: энергия выделяется, если в результате химических процессов происходит образование новых связей.

Энергия поглощается, если в результате химических процессов происходит разрыв связей (разрушение кристаллической решетки).

3) Энтропия: свойство системы, изменение которого при обратимом процессе численно равно отношению теплоты к температуре протекания процесса:

∆S=Q/T. Дж/(моль*К). ; k – константа Больцмана (1,38 * 10^-25 Дж/К).

Микросостояние указаны координаты частиц, скорость, направление, энергия.

Энтропия — мера неупорядоченности системы.

Физический смысл энтропии состоит в том, что она является мерой вероятности или степени неупорядоченности данной системы; возрастание вероятности всегда сопровождается возрастанием энтропии.

При нагревании выше 0 К и до температуры плавления энтропия вещества возрастает прежде всего за счет

увеличения распределения частиц по колебательным уровням энергии. В этом интервале температур для обратимого нагревания при постоянном давлении энтропия может быть рассчитана по формуле:

Значения энтропии различных веществ при 298 К и давлении 1 атм () сведены в таблицы. Энтропии простых твердых веществ составляют десятки Дж/(моль • К). Для газообразных веществ энтропия значительно выше — порядка нескольких сотен и зависит от массы частиц и их геометрического строения.

Стандартная энтропия образования Sоf,298 (или Sообр,298) – это изменение энтропии в процессе образования данного вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии, из простых веществ, также находящихся в стандартном состоянии.

На основании данных о стандартной энтропии веществ можно рассчитать изменение энтропии различных химических процессов. Поскольку энтропия является функцией состояния, то ее изменение не зависит от пути процесса и равно разности энтропии продуктов реакции и исходных веществ.

Ф.П. – фазовый переход.

Энтропия – функция состояния в изолированной системе (∆S=0).

Во многих случаях изменение энтропии процесса можно оценить качественно:

• Энтропия всегда увеличивается при переходе из конденсированного состояния (твердого или жидкого) в парообразное, например, I2(тв.) = = 117 кДж/(моль• К), a I2(r.) = 260,6 Дж/(моль- К);

• Энтропия возрастает при растворении твердого или жидкого вещества, причем чем больше степень диссоциации, тем заметней увеличивается энтропия. При растворении газов, напротив, энтропия уменьшается.

• Чем сложнее состав вещества, тем больше его энтропия. Например, для оксидов марганца МпО, Мп2Оэ и Мп304 энтропия равна соответственно 61,50; 110,5 и 154,8 Дж/(моль • К);

• В химических реакциях энтропия возрастает, если в результате их увеличивается количество газообразных веществ.

Второй закон термодинамики: Невозможно осуществить перенос тепла от более холодного тела к более горячему, не затрачивая на это работу (Р. Клаузиус). В изолированных системах самопроизвольно идут процессы, при которых происходит увеличение энтропии (∆S_изол > 0).

Третий закон термодинамики (постулат Планка): энтропия идеального кристалла чистого вещества при абсолютном 0 К равна 0.

4) Свободная энергия (G): это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции и дающая таким образом ответ на вопрос о принципиальной возможности протекания химической реакции; это термодинамический потенциал следующего вида:

G=U+PV-TS

Энергию Гиббса можно понимать как полную химическую энергию системы (кристалла, жидкости и т. д.)

∆G=G_кон-G_нач

В химических процессах одновременно действуют два противоположных фактора — энтропийный и энтальпийный. Суммарный эффект этих противоположных факторов в процессах, протекающих при постоянном давлении и температуре, определяет изменение энергии Гиббса:

∆G=∆H-T∆S

величина ∆G характеризует ту часть изменения внутренней энергии, которая может быть превращена в полезную работу.

G⁰ - это изменение энергии Гиббса в процессе образования данного вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии, из простых веществ, также находящихся в стандартном состоянии, причем простые вещества присутствуют в наиболее термодинамически устойчивых состояниях при данной температуре.

Критерий самопроизвольного протекания процесса: в системах, находящихся при Р, Т = const, самопроизвольно могут протекать только процессы, сопровождающиеся уменьшением энергии Гиббса

(∆G < 0). При достижении равновесия в системе ∆G = 0.

• Если < 0, > 0, то < 0 всегда (процесс может протекать самопроизвольно при любой температуре).

• Если > 0, < 0, то > 0 всегда (процесс не протекает ни при какой температуре).

• Если < 0, < 0, то < 0 при Т < (процесс идет при низкой температуре за счет энтальпийного фактора).

• Если > 0, > 0, то < 0 при Т > (процесс идет при высокой температуре за счет энтропийного фактора).

5) Химические равновесие – это состояние системы, при котором скорость прямой реакции равно скорости обратной реакции. Химическое равновесие - это такое состояние системы, когда число молекул в системе остается постоянным во времени при постоянных внешних условиях. При химическом равновесии число образующихся в единицу времени молекул при прямой реакции равно числу молекул вступивших во взаимодействие при обратной реакции, т.е. химическое равновесие является ДИНАМИЧЕСКИМ.

Характеризуется:

1. Количества в-в не зависят от времени

2. Отсутствуют потоки массы и энергии

Признаки химического равновесия:

• В системе не происходит видимых во времени изменений при отсутствии внешнего воздействия

• Снятие внешних воздействий приводит к возвращению к равновесию (самое малое воздействие приводит к смещению равновесию в сторону ослабляющую это воздействие).

•  равновесие достигается как при прямой, так и при обратной реакции.

Истинное хим. равновесие – G=0.

Ложное хим. равновесие

Константа химического равновесия -  величина, выражающая соотношение констант скорости прямой и обратной реакции или соотношение произведений концентраций продуктов реакции к произведению концентрации реагентов.

Она показывает, во сколько раз скорость прямой реакции больше скорости обратной реакции, если концентрации каждого из реагирующих веществ равны 1 моль/л. В этом заключается физический смысл константы химического равновесия K.