Закон Гесса: формулировка, следствия, практическое значение

Закон Гесса- основной закон термохимии, который формулируется следующим образом:

Тепловой эффект реакции зависит только от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов и не зависит от пути, по которому реакция протекает.

Закон открыт русским химиком Г.И.Гессом в 1840г.

Практическое значение закона Гесса состоит в том, что он позволяет рассчитывать тепловые эффекты самых разнообразных химических процессов; для этого обычно используют ряд следствий из него.

Следствия из закона Гесса:

ü Тепловой эффект реакции равен сумме теплот образования продуктов реакции минус сумма теплот образования исходных веществ

Δ Н=∑ Δ Н_прод.-∑ Δ Н_исх.

ü Теплота (стандартная энтальпия) образования органического соединения равна разности между теплотой сгорания простых веществ, из которых оно может быть получено ( С-графит, Н₂-газ, S-ромб), и теплотой сгорания самого соединения.

Δ Н=∑ Δ Н_{сгор.исх}.-∑ Δ Н_{сгор.прод}.

Второе начало термодинамики: формулировки Клаузиуса и Томсона. Свободная и связанная энергия.

Второй закон устанавливает, что все реальные самопроизвольно идущие процессы являются необратимыми

Примеры необрат процессов-расширение газов, растворение, все процессы в организме

Формулировки:

Тепло не может самопроизвольно переходить от более холодного к более тёплому телу (Р. Клаузиус).

Невозможно при помощи неодушевлённого материального двигателя непрерывно получать работу, только охлаждая какую-либо массу вещества ниже температуры самой холодной части окружающей среды (В. Томсон)

Свободная и связанная энергия.

Из формулировки 2 зкона следует, что не весь запас внутр энергии системы при постоянной темературе может превращаться в работу-это физический смысл 2го закона

Условно, внутр энергию системы можно представить U=F+Q

F-свободня энергия(часть вн. Энергии, способная производить работу)

Q-связанная эрергия

Т.к U и F ф-ции состояния, то ∆ U=∆ F+Q

Толкование энтропии (S)-функция состояния, которая служит мерой беспорядка(неустойчивости) системы

Вычисление S в различных процессах

1.изотермический-т-пост

∆ S=Q/T [S]=Дж/кк

2.неизотермич

∆ S=C* lnT₂/Т_{1 =}2, 3С * lg T₂/Т₁

С-молярная теплоемкость в-в

∆ S> 0 процесс протекает самопроизв

Энтропия с точки зрения классической термодинамики (энтропия как мера связанной энергии). Определение энтропии, расчет энтропии веществ в различных процессах (изотермический, изобарный, изохорный), стандартная энтропия, расчет DS химической реакции. Свойства энтропии.

Энтропия- мера связанной энергии, т.е. количество связанной энергии, приходящейся на 1К.

Понятие энтропии было впервые введено в 1865г. Рудольфом Клаузиусом. Он определил изменение энтропии термодинамической системы при обратимом процессе как отношение общего количества тепла Δ Q к величине абсолютной температуры Т (т.е. тепло, переданное системе, при постоянной температуре).

· Изотермический процесс (Т=const):

Δ S= Δ Q/Т

[S] = Дж/К

· Неизотермические процессы ( изобарный (Р=const), изохорный (V=const)):

Δ S= С*lnT₂/ Т₁= 2, 3*lg lnT₂/ Т₁ , где С-молярная теплоемкость в-ва.

Стандартная энтропия (S₂₉₈) – абсолютное значение энтропии 1 моля в-ва, рассчитанное для стандартных условий.

[S₂₉₈] = Дж/моль*К

Δ S₂₉₈=∑ nS_{298(прод.)}- ∑ nS_298(исх.)

Свойства энтропии:

1. Энтропия тела при абсолютном нуле равна нулю.

2. Энтропия веществ может быть только положительной величиной.

3. Энтропия является величиной аддитивной: энтропия сложной системы равна сумме энтропий ее частей.

Энтальпийный и энтропийный факторы, энергия Гиббса. Уравнение Гиббса. DG как критерий самопроизвольного протекания изобарно-изотермических процессов

Факторы, влияющие на самопроизвольность протекания процессов:

Энтальпийный- характеризуется стремлением к образованию прочных связей, возникновением более сложных в-в, понижение жнергии системы ∆ H Дж/моль

∆ H< 0-самопроизв

Энтропийный –стремление вразхединеню частиц, к беспорядку, подрастанию энтропии ∆ Т Дж/моль

G-cвободная энергия Гиббса-та часть теплового эффекта, которую можно превратить в работу

∆ G=∆ H-T∆ S

КРИТЕРИЙ САМОПРОИЗВОЛЬНОСТИ ПРОТЕКАНИЯ ПРОЦЕССА

В любой закрытой системе при P, T=const, возможен такой самопроизвольный процесс, который ведет к уменьшению ∆ G

Если ∆ H< 0 и ∆ S> 0, то G< 0 –процесс идет самопроизвольно

Если ∆ H> 0 и ∆ S< 0, то G> 0-не идет самопроизвольно в станд условиях

Если ∆ H< 0 и ∆ S< 0 и ∆ H> 0 и ∆ S> 0, то знак G зависит от темп

8. Классификация химических реакций. Реакции обратимые и необратимые, гомогенные и гетерогенные, экзотермические и эндотермические, простые и сложные, последовательные, цепные, сопряженные: определение, примеры.

I по характеру протекания:

-обратимые (гидролиз солей, этерификация);

-необратимые (образование комплексных соединений, реакции, протекающие с увеличением количества выделяемой энергии: горение магния).

Большинство р-ций в организме человека протекают с участием орг.соединений, они обратимы.

II по наличию поверхности раздела внутриреакционной среды:

-гомогенные (поверхностность раздела отсутствует, протекают в пределах 1 фазы: гидролиз сложного эфира- ж.фаза);

-гетерогенные (протекают на поверхности раздела фаз)

CaO(т.) + CO2(г.)= CaCO3

Поверхность раздела т/г

III по числу стадий:

-простые- протекают в 1 стадию

H2+I2=2HI

-сложные- протекают в несколько стадий

например, реакция взаимодействия между пероксидом водорода и йодоводородом протекает в 2 стадии.

IV последовательные реакции:

Это сложные реакции, в которых продукт, образовавшийся в предыдущей стадии, является субстратом для последующей.

S-> X1-> X2...P, где

S- субстрат;

X1, X2- промеж.в-ва;

P- продукт

Х1 является продуктом для 1 стадии и субстратом для 2 стадии. Практически все процессы метаболизма в организме человека являются последовательными реакциями, в частности окисление, гидролиз ВМС ( белки, углеводы)

V Цепные реакции:

Это сложные реакции, протекающие по радикальному механизму.

Превращение S-> P происходит в них через многократное повторение одних и тех же стадий.

Например, хлорирование метана, перекисное окисление липидов.

VI Сопряженные реакции:

Это такие 2 реакции, одна из которых может протекать самостоятельно, а другая только в ее присутствии.

Синтез АТФ из АДФ сопряжен с реакцией окисления глюкозы:

АДФ + Фн-> АТФ + Н2О ( G> 0 ), где

Фн- неорганический фосфат

Синтез АТФ (эндергоническая реакция) протекает за счет энергии Гиббса, выделяющийся при окислении глюкозы ( экзергоническая реакции

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ (закон действующих масс). Константа скорости.

Закон действующих масс сформулирован в 1867 г. норвежскими учеными К. Гульдбергом и П. Вааге: скорость простой реакции в каждый момент времени пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени, равные коэффициентам в стехиометрическом уравнении.

-для гомогенной реакции:

аА + bB= fF + dD

Математическое выражение ЗДМ:

V= k* C^а_А * C^b_B, где

k - константа скорости.

Примечания:

1.математическое выражение ЗДМ называется кинетическим уравнением.

2.сумма показателей степеней в кинетическом уравнении, как правило, не больше 3.

a+b≤ 3

3.ЗДМ применим только к гомогенным, простым реакциям или к отдельным стадиям сложных.

Если изменить концентрацию реагирующих в-в, скорость системы или давление, то скорость данной р-ции изменится в соответствии с ее кинетическим ур-нием.

Физический смысл константы скорости.

аА +bB= fF + dD

C_А =C_В = 1моль/л

С^а_А * С^b_B =1

В случае гомогенной р-ции, кинетическое ур-ние будет иметь вид V= k. Вывод: константа скорости хим. р-ции (при условии, что концентрация реагирующих или их произведение в соответствии со степенями) равна 1.

В случае гетерогенной р-ции, в кинетическое ур-ние входят только концентрации газообразных и жидких в-в. Концентрация твердого в-ва, на поверхности которого протекает р-ция, изменяется незначительно, считается величиной постоянной, не включается в ур-ние.

⇐ Предыдущая 123 4 5 6 7 8 9 Следующая ⇒