16. Закон Гесса. Следствия из закона Гесса.
Закон Гесса
Тепловой эффект реакции является функцией состояния веществ и не зависит от пути протекания процесса. Он определяется только начальным и конечным состояниями системы
ΔH1=ΔH2+ΔH3=ΔH4+ΔH5+ΔH6
Графическое и алгебраическое представление закона Гесса
Образование CO2 из C и O2 можно представить так:
1.C(граф)+O2(газ)= CO2(г);Н1= -396 кДж
2.C(граф)+1/2O2(г) = CO(г); Н2 = Х кДж
3.CO(г)+1/2O2(г)=CO2(г);Н3= -285,5кДж
С Н1 CO2
Н2Н3
СО
1-е следствие
Изменение энтальпии (тепловой эффект) химического процесса равно сумме энтальпий образования продуктов реакции минус сумма энтальпий образования реагентов с учетом их стехиометрических коэффициентов
2-е следствие (для органических веществ)
Тепловой эффект органической реакции равен сумме теплот сгорания реагентов за вычетом теплот сгорания продуктов
Таким образом, пользуясь табличными значениями теплот образованияили сгорания веществ, можно рассчитать теплоту реакции, не прибегая к эксперименту. Табличные величины теплот образования и сгорания веществ обычно относятся к т. н. стандартным условиям. Для расчёта теплоты процесса, протекающего при иных условиях, необходимо использовать и другие законы термохимии.
17. Обратимые и необратимые реакции. Состояние равновесия.Истинное равновесие. Стационарное и кажущееся равновесие. Константа равновесия.
В природоведении и социологии равновесие означало баланс между живой и неживой природой, животными и людьми, между отдельными популяциями и социальными группами. В экономике равновесие означает ситуацию, при которой все факторы, оказывающие влияние, например, на цену товара, полностью уравновешивают друг друга, оставляя ее неизменной. В механике равновесием называлось состояние, в котором сумма сил и моментов, действующих на тело, равна нулю. В физике равновесие термодинамическое определялось как состояние, при котором прекращаются любые макропроцессы, а параметры системы остаются неизменными. В химии равновесие понималось как состояние, при котором скорость прямой и обратной реакции равны, в результате чего количество каждого компонента остается неизменным. Наиболее общее из известных ее определений дает википедия: равновесием называется такое состояние системы, при котором силы, действующие на систему, уравновешены между собой.
ТАКИМ ОБРАЗОМ, ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ – состояние химической системы, при котором возможны реакции, идущие с равными скоростями в противоположных направлениях. При химическом равновесии концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.
Состояние термодинамической системы. В механике состояние системы в некоторый момент времени определяется заданием значений координат и импульсов всех входящих в нее частиц. Понимаемое в таком смысле состояние мы будем называть микроскопическим состоянием системы или микросостоянием. Наряду с ним можно рассматривать макроскопическое состояние или макросостояние, характеризуемое заданием только макроскопических параметров. Одному и тому же макросостоянию системы может соответствовать множество ее различных микросостояний. В термодинамике рассматриваются только макроскопические состояния, которые в дальнейшем для краткости будем называть просто состояниями.
Стационарные и равновесные состояния. Состояние называется стационарным, если все макроскопические параметры системы не меняются со временем. Стационарное состояние может поддерживаться внешними по отношению к системе процессами. Например, неизменный во времени перепад температур между концами стержня можно создать, нагревая все время один его конец и охлаждая другой.
Если стационарность состояния не обусловлена внешними процессами, то состояние называется равновесным или состоянием термодинамического равновесия. Когда макроскопическая система находится в состоянии термодинамического равновесия, то все макроскопические части, на которые можно мысленно или реально разбить эту систему, также находятся в равновесии как сами по себе, так и друг с другом.
Истинное равновесие характеризуется:
1) неизменностью во времени при отсутствии внешних воздействий
2) его характеристики меняются при внешних воздействиях, сколь малыми они не были бы
3) равновесие одинаково независимо от того, с какой стороны подходить к нему
Стационарное и кажущееся равновесие
Стационарное равновесие поддерживается за счет внешнего воздействия
Кажущееся равновесиеотличается тем, что оно неизменно во времени
Необратимые и обратимые реакции.
Все химические реакции можно разбить на две группы: необратимые и обратимые реакции. Необратимые реакции протекают до конца — до полного израсходования одного из реагирующих веществ. Обратимые реакции протекают не до конца: при обратимой реакции ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Это различие связано с тем, что необратимая реакция может протекать только в одном направлении. Обратимая же реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлениях.
Пример 2
Пример 3: Если слить растворы кислоты и щелочи, образуется соль и вода, например,
HCl + NaOH = NaCl + H2O, и если вещества были взяты в нужных пропорциях, раствор имеет нейтральную реакцию и в нем не остается даже следов соляной кислоты и гидроксида натрия. Если попытаться провести реакцию в растворе между образовавшимися веществами – хлоридом натрия и водой, то никаких изменений не обнаружится. В подобных случаях говорят, что реакция кислоты со щелочью необратима, т.е. обратная реакция не идет. Практически необратимы при комнатной температуре очень многие реакции, например,
H2 + Cl2 = 2HCl;
2H2 + O2 = 2H2O и др.
Сущность одного из основных законов химической кинетики: скорость химической реакции пропорциональна концентрации реагирующих молекул. Математически это можно записать в виде формулы
v = k[A][B],
где k – постоянная, называемая константой скорости реакции. Приведенное уравнение называется уравнением скорости химической реакции или кинетическим уравнением. Константа скорости для данной реакции не зависит от концентрации реагентов и от времени, но она зависит от температуры в соответствии с уравнением Аррениуса:
k = k0e–Ea/RT.