Элементы химической термодинамики.

Занимается изучением макросистем.

Термодинамическая система – совокупность взаимодействующих веществ, имеющих видимые или воображаемые границы с окружающей средой.

Они бывают: Изолированные и неизолированные.

Изолированные не обмениваются с внешней средой ни массой, ни энергией. Неизолированные делят на: открытые и замкнутые.

Открытые обмениваются и массой и энергией, а замкнутые только энергией.

Они бывают: Гомогенные, гетерогенные.

Гомогенные системы – системы, в которых состав и свойства не меняются в пространстве и во времени.

Гетерогенные системы – обычно однофазные. Состоят из нескольких фаз, свойства которых на границе раздела меняются скачком (дискретно)

Фаза – совокупность гомогенных частей системы, отличающихся по составу и свойствам или только по свойствам. Состав однороден или непрерывно меняется от точки к точке.

Параметр – свойство системы, которое можно измерить. Изменение параметров – процесс.

Параметры бывают: Экстенсивные и интенсивные.

Экстенсивные – Т, молярная масса, теплоемкость – не зависят от количества вещества

Интенсивные – объем, масса.

Уравнение состояния системы – связь между параметрами.

Процессы бывают: Самопроизвольные, вынужденные.

Самопроизвольные – протекающие в одном направлении, в результате которых не наступают существенные изменения в окружающей среде и системе.

Вынужденные – протекают при существующем внешнем воздействии, в результате которых наступают изменения в системе и окружающей среде.

Процессы бывают: Равновесные (в прямом и обратном направлении), неравновесные (только в прямом)

Химическая термодинамика позволяет: 1) Оценить тепловые эффекты процессов 2) возможность и направление процессов 3) научиться управлять процессами и рассчитывать, до каких равновесных состояний процесс протекает 4) выход продукта реакции.

Химическая термодинамика базируется на 2 законах:

1 ЗАКОН: Энергия не возникает и не исчезает, а превращается в другую, в эквивалентных количествах. . U – Энергия взаимодействия всех частиц системы, куда не входит Е_к и Е_п. W – затраченная и полезная работа. Полезная, если меняется состав системы.

Изобарный процесс.

. - энтальпия (полное теплосодержание системы (внутренняя энергия и потенциальная работа)).

Изохорный процесс.

. Если не учитывать в реакции газо- и парообразные вещества, то

Основным законом термодинамики является закон Гесса Г.Н. : Тепловой эффект химической реакции не зависит от пути процесса, а определяется видом и состоянием конечных и исходных веществ. Он справедлив при T=const.

Следствие: Тепловой эффект реакции равен сумме энтальпий образований конечных веществ минус сумма энтальпий начальных.

-стандартное Н образования, где 0-давление, f-образование, 298 – стандартная температура.

- это тепловой эффект реакции образования сложных веществ из устойчивых модификаций простых веществ, следовательно, для простых веществ =0, а для сложных – справочная величина [кДж/моль]

Эндотермический процесс >0

Экзотермический процесс <0

Знание теплового эффекта реакции не позволяет определить направленность, хотя большинство самопроизвольных процессов – экзо.

2 Закон термодинамики. Единственным результатом любой совокупности процессов не может быть только лишь переход энергии от менее нагретого тела к более нагретому (Клаузиус 1850 год)

Энтропия (превращение энергии) – логарифмическая термодинамическая вероятность. [Дж/моль К].

Термодинамическая вероятность – совокупность микросостояний, посредством которой может быть реализовано данное макросостояние. - стандартная энтропия. Абсолютную величину можно измерить. Если то =0 – функция неупорядоченности системы. S – мера бесполезности теплоты. Используется для определения направления процесса в изолированных системах. Процесс протекает самопроизвольно, если . При достижении равновесного состояния , а само S достигает максимального значения (изолированная система). Для определения направления процесса неизвестной системы используют энергию Гиббса.

при стандартных условиях. В самопроизвольных процессах .

(энтропийный фактор)

(энтальпийный фактор)

> обычно

(изобарно-изотермический потенциал – назвал Гиббс)

- энергия Гиббса. Абсолютную величину нельзя измерить.

- можно измерить. Является также мерой химического сродства – способность взаимодействовать друг с другом.

1. Если > , то <0. Вещества обладают химическим сродством. Протекают в прямом направлении.

2. Если < , то >0. Реакция самопроизвольно протекает в обратном направлении.

3. Если = , то =0. Система в состоянии равновесия. Протекает в прямом и обратном направлениях с постоянной скоростью.

4. <0, >0 – при любых , то <0.

5. >0, <0 - >0. Процесс невозможен в прямом направлении.

6. >0, >0 – при достижении некоторой T > - процесс возможен

7. <0, <0 – при достижении некоторой T, процесс невозможен.

связано с const химического равновесия. Рассмотри реакция превращения А в В.

. . , где Р_i-парциальное давление.

. Если , то .

В химической реакции . Для простых веществ =0.

Химическая кинетика и химическое равновесие.

Химическая кинетика – учение о скорости и механизме протекания реакций.

Скорость реакции – изменение действующей массы (Д.М.) в единицу времени в единице объема для гомогенных и на единице поверхности для гетерогенных.

В качестве Д.М. можно использовать любую характеристику, связанную с количеством взаимодействующих веществ.

Механизм – последовательность протекания отдельных стадий. Если одна из стадий протекает с меньшей скоростью, то эта стадия называется лимитирующей.

На скорость реакции влияют: концентрация, температура, катализаторы. Предположим, что мы рассматриваем гомогенные, односторонние. Д.М. – молярная концентрация – С.

. = .

Основным законом химической кинематики является закон Д.М. (ЗДМ), сформулированный в 1865-1867 годах Гульберном и Вааге: При постоянной температуре скорость химической реакций прямо пропорциональна произведению действующих масс реагирующих веществ.

, где А и В – концентрации. k – const химической реакции. Если , то .

Физический смысл константы скорости реакции: k – равняется скорости реакции при единичных концентрациях веществ. Зависит от природы реагирующих веществ и Т.

. Это связано с тем, что реакция сложная, протекает в несколько стадий, а записанное уравнение отражает только результат, а не отдельную стадию.

Обычно химические реакции классифицируют по молекулярности и порядку.

Под молекулярностю понимают число молекул, участвующих в элементарных химических взаимодействиях. Знание молекулярности еще недостаточно для записи уравнения ЗДМ.

Порядок реакции n. Различают 0-порядковые и более.

Порядок реакции – число молекул, участвующих в определяющей стадии.

Введение n позволяет выполнять расчеты, но не вскрывает механизм реакции.

Закономерности реакций последних порядков.