- •1,2Основные понятия химии:
- •3,4.Законы стехиометрии
- •5,6.Строение атома, квантовые числа
- •21. Химическая связь
- •7. Химическая термодинамика
- •8. Химическая кинетика
- •9. Химическая кинетика. Температура
- •11. Химическое равновесие
- •12, 13. Растворы
- •14,15. Растворы. Давление. Осмос. Законы Вант-Гоффа и Рауля
- •16,17.Электролиты и неэлектролиты
- •18. Электролитическая диссоциация воды, pH
- •19.Гидролиз. Гидролиз солей
- •22, 23.Овр (окислительно-восстановительные реакции)
- •Классификация овр
- •30. Коррозия металлов
- •24. Взаимодействие металлов с водой, растворами солей, щелочей и кислот
7. Химическая термодинамика
Химическая термодинамика - наука, изучающая переходы энергии из одной формы в другую и устанавливающая направление и пределы самопроизвольного протекания реакций при заданных условиях. Система- совокупность находящихся во взаимодействии веществ, обособленных от окружающей среды мысленными или фактическими границами. Вещества, входящие в состав системы, называются ее компонентами. Фаза – часть системы, однородная во всех точках по составу и свойствам и отделенная от других частей системы поверхностью раздела, при переходе через к-рые св-ва меняются скачкообразно. Системы: однофазные (гомогенные), многофазные (гетерогенные); открытые, закрытые, изолированные.
Первый закон термодинамики - Энергия не исчезает и не возникает из ничего, она может только переходить из одной формы в другую и передаваться в другие системы в форме теплоты и работы.
ΣЕ = const. Термодинамические параметры систем: температура, давление, плотность, концентрация и др. Равновесное состояние системы характеризуется постоянством термодинамических параметров.
Функции состояния системы (свойства, не зависящие от пути перехода в данное состояние): Внутренняя энергия U [кДж/моль], Энтальпия H[кДж/моль], Энтропия S [Дж/(мольК)], Энергия Гиббса G [кДж/моль].
Внутренняя энергия (U) – полная энергия системы, складывающаяся из кинетической и потенциальной энергий атомных ядер, электронов, атомов и молекул. Q=∆U+A, при p=const: A=p∆V= p(V2—V1), Q=(U2-U1)+ p(V2—V1) = (U2+pV2)-(U1+pV1)= H2-H1. Энтальпия (теплосодержание) H.
Обычно тепловые эффекты измеряются при стандартных условиях: Давление Р = 101325 Па, Температура Т = 298 К (25º С), ∆Hº298 - табличная величина.
По тепловому эффекту химические реакции подразделяются на: экзотермические (+Q , -∆Н) -
химические реакции, протекающие с выделением тепла; эндотермические (-Q , +∆Н) - химические реакции, протекающие с поглощением тепла.
Основной закон термохимии Закон Гесса - тепловой эффект реакции зависит только от начального и конечного состояния вещества и не зависит от промежуточных стадий процесса. Первое следствие из закона Гесса: Теплота образования вещества (энтальпия) – это тепловой эффект реакции образования 1 моль этого вещества из простых веществ, устойчивых при стандартных условиях. Теплоты образования простых веществ при стандартных условиях приняты равными нулю. Тепловой эффект реакции ∆H реакции [кДж / моль] равен ∆H=∑∆H продуктов - ∑∆H исх.в-в
Энтропия S [Дж/(моль ∙ К)] - термодинамическая функция состояния, которая является мерой беспорядка, хаотичности, неупорядоченности в системе. ∆Sреакции = ∑Sпродуктов - ∑Sисх.в-в
Возрастание энтропии: твердое тело> жидкость> газ; расширение газов; растворение кристаллич.в-в.
Второй закон термодинамики: в изолированных системах энтропия может только увеличиваться (необратимые процессы) или оставаться постоянной (обратимые процессы).
Обычно самопроизвольно протекают процессы, сопровождающиеся: 1)уменьшением энтальпии (теплосодержания) системы ∆Н<0, т.е.экзотермические энтальпийный фактор, 2)приводящие к увеличению энтропии системы ∆S>0 энтропийный фактор.
Движущая сила и направление химических реакций: В изобарно – изотермических условиях движущей силой химической реакции является энергия Гиббса ∆G [ кДж/моль]. ∆G = ∆H - T∆S
Условие возможности протекания реакции: ∆G<0 реакция возможна при данных условиях (равновесие смещено в сторону образования продуктов реакции), ∆G>0 реакция невозможна в данных условиях (равновесие смещено в сторону образования исходных веществ) (при ∆G>300 кДж/моль, реакция невозможна в принципе);∆G = 0 система находится в состоянии химического равновесия.
Возможность протекания реакции ∆ G = ∆H - Т ∆S
∆H |
∆S |
∆G |
Возможность протекания реакции |
- |
+ |
- |
Возможна при любых температурах |
+ |
- |
+ |
Невозможна при любых температурах |
+ |
+ |
+ - |
Возможна при высоких температурах |
- |
- |
+ - |
Возможна при низких температурах |