Химическая кинетика и термохимия кратко

Обновлено: 04.07.2024

Законы химической термодинамики позволяют определить направление и предел протекания возможного при данных условиях химического процесса, а также его энергетический эффект. Однако термодинамика не может ответить на вопросы о том, как осуществляется данный процесс и с какой скоростью. Эти вопросы – механизм и скорость химической реакции – и являются предметом химической кинетики.

Оглавление

1. Скорость химической реакции

Дадим определение основному понятию химической кинетики – скорости химической реакции:

Скорость химической реакции есть число элементарных актов химической реакции, происходящих в единицу времени в единице объема (для гомогенных реакций) или на единице поверхности (для гетерогенных реакций).

Скорость химической реакции есть изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени.

Первое определение является наиболее строгим; из него следует, что скорость химической реакции можно также выражать как изменение во времени любого параметра состояния системы, зависящего от числа частиц какого-либо реагирующего вещества, отнесенное к единице объема или поверхности – электропроводности, оптической плотности, диэлектрической проницаемости и т.д. и т.п. Однако наиболее часто в химии рассматривается зависимость концентрации реагентов от времени. В случае односторонних (необратимых) химических реакций (здесь и далее рассматриваются только односторонние реакции) очевидно, что концентрации исходных веществ во времени постоянно уменьшаются (ΔС_исх 0). Скорость реакции считается положительной, поэтому математически определение средней скорости реакции в интервале времени Δt записывается следующим образом:

В различных интервалах времени средняя скорость химической реакции имеет разные значения; истинная (мгновенная) скорость реакции определяется как производная от концентрации по времени:

Графическое изображение зависимости концентрации реагентов от времени есть кинетическая кривая (рисунок 2.1).

Рис. 2.1 Кинетические кривые для исходных веществ (А) и продуктов реакции (В).

Истинную скорость реакции можно определить графически, проведя касательную к кинетической кривой (рис. 2.2); истинная скорость реакции в данный момент времени равна по абсолютной величине тангенсу угла наклона касательной:

Рис. 2.2 Графическое определение V_ист.

Необходимо отметить, что в том случае, если стехиометрические коэффициенты в уравнении химической реакции неодинаковы, величина скорости реакции будет зависеть от того, изменение концентрации какого реагента определялось. Очевидно, что в реакции

концентрации водорода, кислорода и воды изменяются в различной степени:

Скорость химической реакции зависит от множества факторов: природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, природы растворителя и т.д.

Одной из задач, стоящих перед химической кинетикой, является определение состава реакционной смеси (т.е. концентраций всех реагентов) в любой момент времени, для чего необходимо знать зависимость скорости реакции от концентраций. В общем случае, чем больше концентрации реагирующих веществ, тем больше скорость химической реакции. В основе химической кинетики лежит т. н. основной постулат химической кинетики:

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в некоторых степенях.

Т. е. для реакции

аА + bВ + dD + . → еЕ + .

Коэффициент пропорциональности k есть константа скорости химической реакции. Константа скорости численно равна скорости реакции при концентрациях всех реагирующих веществ, равных 1 моль/л.

Зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ определяется экспериментально и называется кинетическим уравнением химической реакции. Очевидно, что для того, чтобы записать кинетическое уравнение, необходимо экспериментально определить величину константы скорости и показателей степени при концентрациях реагирующих веществ. Показатель степени при концентрации каждого из реагирующих веществ в кинетическом уравнении химической реакции (в уравнении (II.4) соответственно x, y и z) есть частный порядок реакции по данному компоненту. Сумма показателей степени в кинетическом уравнении химической реакции (x + y + z) представляет собой общий порядок реакции. Следует подчеркнуть, что порядок реакции определяется только из экспериментальных данных и не связан со стехиометрическими коэффициентами при реагентах в уравнении реакции. Стехиометрическое уравнение реакции представляет собой уравнение материального баланса и никоим образом не может определять характера протекания этой реакции во времени.

В химической кинетике принято классифицировать реакции по величине общего порядка реакции. Рассмотрим зависимость концентрации реагирующих веществ от времени для необратимых (односторонних) реакций нулевого, первого и второго порядков.

1.1. Кинетическое уравнение химической реакции. Порядок реакции

Одной из задач, стоящих перед химической кинетикой, является определение состава реакционной смеси (т.е. концентраций всех реагентов) в любой момент времени, для чего необходимо знать зависимость скорости реакции от концентраций. В общем случае, чем больше концентрации реагирующих веществ, тем больше скорость химической реакции. В основе химической кинетики лежит т. н. основной постулат химической кинетики:

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в некоторых степенях.

Т. е. для реакции

аА + bВ + dD + . → еЕ + .

Коэффициент пропорциональности k есть константа скорости химической реакции. Константа скорости численно равна скорости реакции при концентрациях всех реагирующих веществ, равных 1 моль/л.

Зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ определяется экспериментально и называется кинетическим уравнением химической реакции. Очевидно, что для того, чтобы записать кинетическое уравнение, необходимо экспериментально определить величину константы скорости и показателей степени при концентрациях реагирующих веществ. Показатель степени при концентрации каждого из реагирующих веществ в кинетическом уравнении химической реакции (в уравнении (II.4) соответственно x, y и z) есть частный порядок реакции по данному компоненту. Сумма показателей степени в кинетическом уравнении химической реакции (x + y + z) представляет собой общий порядок реакции. Следует подчеркнуть, что порядок реакции определяется только из экспериментальных данных и не связан со стехиометрическими коэффициентами при реагентах в уравнении реакции. Стехиометрическое уравнение реакции представляет собой уравнение материального баланса и никоим образом не может определять характера протекания этой реакции во времени.

В химической кинетике принято классифицировать реакции по величине общего порядка реакции. Рассмотрим зависимость концентрации реагирующих веществ от времени для необратимых (односторонних) реакций нулевого, первого и второго порядков.

1.2. Реакции нулевого порядка

Для реакций нулевого порядка кинетическое уравнение имеет следующий вид:

Скорость реакции нулевого порядка постоянна во времени и не зависит от концентраций реагирующих веществ; это характерно для многих гетерогенных (идущих на поверхности раздела фаз) реакций в том случае, когда скорость диффузии реагентов к поверхности меньше скорости их химического превращения.

1.3. Реакции первого порядка

Рассмотрим зависимость от времени концентрации исходного вещества А для случая реакции первого порядка А → В. Реакции первого порядка характеризуются кинетическим уравнением вида (II.6). Подставим в него выражение (II.2):

После интегрирования выражения (II.7) получаем:

Константу интегрирования g определим из начальных условий: в момент времени t = 0 концентрация С равна начальной концентрации С_о. Отсюда следует, что g = ln С_о. Получаем:

Рис. 2.3 Зависимость логарифма концентрации от времени для реакций первого порядка.

Т.о., логарифм концентрации для реакции первого порядка линейно зависит от времени (рис. 2.3) и константа скорости численно равна тангенсу угла наклона прямой к оси времени.

Из уравнения (II.9) легко получить выражение для константы скорости односторонней реакции первого порядка:

Еще одной кинетической характеристикой реакции является период полупревращения t_1/2 – время, за которое концентрация исходного вещества уменьшается вдвое по сравнению с исходной. Выразим t_1/2 для реакции первого порядка, учитывая, что С = ½С_о:

Как видно из полученного выражения, период полупревращения реакции первого порядка не зависит от начальной концентрации исходного вещества.

1.4. Реакции второго порядка

Для реакций второго порядка кинетическое уравнение имеет следующий вид:

Рассмотрим простейший случай, когда кинетическое уравнение имеет вид (II.14) или, что то же самое, в уравнении вида (II.15) концентрации исходных веществ одинаковы; уравнение (II.14) в этом случае можно переписать следующим образом:

После разделения переменных и интегрирования получаем:

Постоянную интегрирования g, как и в предыдущем случае, определим из начальных условий. Получим:

Таким образом, для реакций второго порядка, имеющих кинетическое уравнение вида (II.14), характерна линейная зависимость обратной концентрации от времени (рис. 2.4) и константа скорости равна тангенсу угла наклона прямой к оси времени:

Рис. 2.4 Зависимость обратной концентрации от времени для реакций второго порядка.

Если начальные концентрации реагирующих веществ C_о,А и C_о,В различны, то константу скорости реакции находят интегрированием уравнения (II.21), в котором C_А и C_В – концентрации реагирующих веществ в момент времени t от начала реакции:

В этом случае для константы скорости получаем выражение

Порядок химической реакции есть формально-кинетическое понятие, физический смысл которого для элементарных (одностадийных) реакций заключается в следующем: порядок реакции равен числу одновременно изменяющихся концентраций. В случае элементарных реакций порядок реакции может быть равен сумме коэффициентов в стехиометрическом уравнении реакции; однако в общем случае порядок реакции определяется только из экспериментальных данных и зависит от условий проведения реакции. Рассмотрим в качестве примера элементарную реакцию гидролиза этилового эфира уксусной кислоты (этилацетата), кинетика которой изучается в лабораторном практикуме по физической химии:

Если проводить эту реакцию при близких концентрациях этилацетата и воды, то общий порядок реакции равен двум и кинетическое уравнение имеет следующий вид:

При проведении этой же реакции в условиях большого избытка одного из реагентов (воды или этилацетата) концентрация вещества, находящегося в избытке, практически не изменяется и может быть включена в константу скорости; кинетическое уравнение для двух возможных случаев принимает следующий вид:

2) Избыток этилацетата:

В этих случаях мы имеем дело с так назывемой реакцией псевдопервого порядка. Проведение реакции при большом избытке одного из исходных веществ используется для определения частных порядков реакции.

1.5. Методы определения порядка реакции

Проведение реакции в условиях, когда концентрация одного из реагентов много меньше концентрации другого (других) и скорость реакции зависит от концентрации только этого реагента, используется для определения частных порядков реакции – это т.н. метод избыточных концентраций или метод изолирования Оствальда. Порядок реакции по данному веществу определяется одним из перечисленных ниже методов.

Графический метод заключается в построении графика зависимости концентрации реагента от времени в различных координатах. Для различных частных порядков эти зависимости имеют следующий вид:

Зависимость концентрации от времени

Если построить графики этих зависимостей на основании опытных данных, то лишь одна из них будет являться прямой линией. Если, например, график, построенный по опытным данным, оказался прямолинейным к координатах lnC = f(t), то частный порядок реакции по данному веществу равен единице.

Метод подбора кинетического уравнения заключается в подстановке экспериментальных данных изучения зависимости концентрации вещества от времени в кинетические уравнения различных порядков. Подставляя в приведённые в таблице уравнения значения концентрации реагента в разные моменты времени, вычисляют значения константы скорости. Частный порядок реакции по данному веществу равен порядку того кинетического уравнения, для которого величина константы скорости остаётся постоянной во времени.

Выражение для константы скорости

Метод определения времени полупревращения заключается в определении t_1/2 для нескольких начальных концентраций. Как видно из приведённых в таблице уравнений, для реакции первого порядка время полупревращения не зависит от C_o, для реакции второго порядка – обратно пропорционально C_o, и для реакции третьего порядка – обратно пропорционально квадрату начальной концентрации.

Рисунок 1. Термодинамика и кинетика фазовых переходов в НДС. Автор24 — интернет-биржа студенческих работ

Однако высокая эффективность и скорость многих химических реакций имеет место и при достаточно низких концентрациях и пониженной температуре. В таком случае весь процесс обеспечивается обязательным наличием в реакционной среде катализатора - устройства, которое ускоряет действие элементов, но не входит в основной состав ее конечных продуктов.

При этом тесное и зачастую хаотичное взаимодействие реагирующих элементов с катализаторами не всегда имеет химическую природу. Эффективность данных процессов в живых организмах ограничена крайне низкими температурами, помогающие связать систему низкими концентрациями действующих частиц, что помогает сохранить белковую структуру. Все клеточные реакции в этом аспекте будут являться каталитическими.

Роль ключевых катализаторов большинства химических процессов в живых клетках играют белки в виде ферментов.

Все химические реакции в термодинамике делятся на два типа:

Готовые работы на аналогичную тему

1. Обратимые – не расходуют полностью энергию реагирующих элементов, так как эти процессы протекают в обратном и прямом направлении.
2. Необратимые - протекают только в одном направлении, в результате чего образование продуктов исследуемой реакции происходит до полного расходования хотя бы одного из действующих химических веществ.

Химическая термодинамика и кинетика

Рисунок 2. Химическая кинетика. Автор24 — интернет-биржа студенческих работ

Химическая термодинамика – это раздел химии, рассматривающий взаимосвязи между функционалом системы и энергией, которые возможно применить только к химическим превращениям.

Взаимообмен внутренней энергией между активной системой и внешней средой тщательно и понятно описывают термодинамические законы. Использование принципов и постулатов термодинамики в химии позволяет исследователям решить важный вопрос о принципиальной вероятности различных химических процессов, конкретных условиях их появления, а также определить степень трансформации реагирующих веществ в процессах и оценить их дальнейшую энергетику.

Механическая и тепловая энергия — алгебраические постоянные величины, которые в термодинамике обозначаются знаками $Q$ и $А$.

Переменные параметры который определяют состояние системы, называются величинами состояния. Среди них в науке наиболее часто применяются:

• температура рабочего тела;
• давление окружающей среды;
• объем и состав активной концепции.

Состояние системы и про­исходящие в ней изменения возможно охарактеризовать посредством основных функций состояния, напрямую зависящих от показателей химического элемента и от пути перехода изучаемого предмета из одного состояния в другое. К ним ученые относят внутреннюю энергию, энтропию энтальпию и изобарно-изотермический потенциал.

Протекающие при постоянном давлении явления называются изобарными, процессы, действующие при постоянном объеме — изохорные, при неизменной температуре — изотермические.

Большинство экспериментов в химии проводится в открытых сосудах, то есть при постоянном, атмосферном давлении. Химическая кинетика исследует и описывает ключевые характеристики физического процесса, как скорость будущей реакции и прямая зависимость ее от внешних факторов.

Для удобства расчетов скорость химических процессов определяют по изменению концентрации действующих веществ за единицу времени. Для точного определения скорости реакции достаточно определить уровень концентрации в пространстве только одного из участвующих в системе элементов, причем абсолютно не важно какого - исходного или конечного.

В термохимических формулах все тепловые эффекты реакций записываются в расчете на 1 моль конечного или начального вещества. Поэтому здесь возможно допущение дробных коэффициентов. При химических процессах возникает диалектический закон борьбы противоположностей и единства системы. С одной стороны, любая концепция стремится к упорядочению – уменьшению переменной Н, а с другой стороны – к хаосу и беспорядку. Первая тенденция автоматически увеличивается с понижением температуры, а вторая – с ее постепенным повышением. Тенденцию к беспорядочному движению характеризует химическая величина, названная энтропией $S$ [Дж/(моль. К)].

Кинетика биологических процессов

Рисунок 3. Кинетика биологических процессов. Автор24 — интернет-биржа студенческих работ

Базой для процессов обмена клетки с окружающей средой и внутреннего метаболизма служит достаточно сложная сеть организованных конкретным образом в пространстве и времени разных реакций. В итоге действия этих процессов кардинально изменяются концентрации активных веществ, количество отдельных клеток, биомасса живых организмов. Также могут трансформироваться и другие величины такие, как трансмембранный потенциал в клетке.

Изменения всех указанных переменных величин во времени и составляют основу кинетики биологических явлений. Таким образом: данная научная сфера исследует закономерности протекания биохимических процессов во времени, их механизмы вероятных превращений в зависимости от разных факторов (концентрации реагирующих веществ, температуры, давления, Рн среды и так далее).

Все существующие гомогенные элементарные реакции различают на сегодняшний день по числу активных молекул, участвующих в начальном акте химического взаимодействия. По этому признаку реакции в химии принято подразделять на бимолекулярные, мономолекулярные и тримолекулярные.

Порядок процесса по данному веществу — главный показатель степени при концентрации в кинетическом уравнении реакции.

Скорость реакции и эффективность нулевого порядка всегда постоянна во времени и не зависит от действия реагирующих веществ. Этот критерий характерен для гетерогенных устройств в том случае, если общая скорость диффузии химических реагентов меньше скорости их превращения к поверхности раздела фаз.

Значение термодинамики и кинетики в науке

Кинетика и термодинамика различных видов химических реакций уже давно легли в основу таких направлений современной науки, как самоуправляемые химические сложные реакции и химическая эволюция.

Создавая полноценный комплекс определенных физических условий, источников катализаторов и тепловой энергии, возможно добиться того, что смесь простых элементов приведет к разработке важного продукта с помощью последовательности неконтролируемых человеком реакций с возникновением промежуточных соединений.

Таким образом, в непостоянных условиях ультрафиолетового облучения электрических химических разрядов, из смеси аммиака, водорода, окиси углерода, метана, углекислого газа, и минимальных количеств кислорода, ученые смогли получить самопроизвольный синтез сахаров, аминокислот и азотистых оснований. Например - предшественники хлорофилл и ферментов растений. Все это в принципе доказывает вероятность возникновения более сложных органических соединений из простых химических веществ посредством самопроизвольной эволюции в химии.

Свидетельство и скидка на обучение каждому участнику

Зарегистрироваться 15–17 марта 2022 г.

Тема 3. Общие закономерности химических процессов.

Химическая термодинамика и кинетика

Центральным в химии является учение о превращении веществ, в том числе об энергетике и кинетике химических реакций. Усвоение этого учения позволяет предсказывать возможность и направление химических процессов, рассчитывать энергетические эффекты и энергозатраты, скорость получения и выход продуктов в реакции, воздействовать на скорость химических процессов, а также предупреждать нежелательные реакции в тех или иных устройствах, установках и приборах.

3.1. Химическая термодинамика и кинетика

Обмен энергией между изучаемой системой и внешней средой описывают законы, которые изучает термодина­мика. Применение законов термодинамики в химии по­зволяет решить вопрос о принципиальной возможности различных процессов, условиях их осуществления, опре­ делить степень превращения реагирующих веществ в хи­ мических реакциях и оценить их энергетику.

Химическая термодинамика , рассматривает взаимосвязи между работой и энергией применительно к химическим превращениям.

Переменные величины, определяющие состояние си­ стемы, называются параметрами состояния. Среди них в химии наиболее часто используются давление, темпера­тура, объем, состав системы. Состояние системы и про­ исходящие в ней изменения характеризуются также с по­мощью функций состояния, зависящих от параметров состояния и не зависящих от пути перехода системы из одного состояния в другое. К ним относятся внутренняя энергия, энтальпия, энтропия, изобарно-изотермический потенциал и др.

Процессы, протекающие при постоянном давлении,— изобарные, при постоянном объеме — изохорные, при по­стоянной температуре — изотермические. Большинство химических реакций протекают в открытых сосудах, т. е. при постоянном давлении, равном атмосферному.

Химическая кинетика изучает характеристики химического процесса, как скорость реакции и зависимость её от внешних условий.

3.2. Энергетика химических процессов

В процессе химической реакции происходит разрыв одних химических связей и образование новых. Этот про­цесс сопровождается выделением или поглощением тепло­ ты, света или другого вида энергии. Энергетические эф­ фекты реакций изучает наука термохимия. В термохимии пользуются термохимическими уравнениями реакций, ко торые учитывают:

агрегатное состояние вещества;

тепловой эффект реакции(Q).

В этих уравнениях часто используют дробные коэффи­циенты. Так, уравнения реакции образования 1 моля газо- образной воды записывается так:

Важность учета агрегатного состояния связана с тем, что теплота образования жидкой воды больше на величину теплоты, которая выделяется при конденсации пара:

Кроме теплового эффекта, в термодинамике использу­ ют понятие "изменение теплосодержания" — энтальпии (запаса внутренней энергии) в процессе реакции (  Н)

Экзотермические реакции: теплота выделяется  Q > 0

запас внутренней энергии уменьшается  Н

Эндотермические реакции: теплота поглощается  Q

запас внутренней энергии увеличивается  Н>0.

Так, реакция (*) образования воды экзотермическая. Тепловой эффект реакции: Q = 242 кДж,  Н = -242 кДж.

Энтальпия образования химических соединений

Стандартной энтальпией (теплотой) образования химического соединения  Н 0 _{f ,В,298} называют изменение энтальпии в процессе образования одного моля этого соединения, находящегося в стандартном состоянии(р=1 атм; Т=25 0 С), из простых веществ, также находящихся в стандартных состояниях и термодинамически устойчивых при данной температуре фазах и модификациях.

Стандартные энтальпии образования простых веществ принимают равными нулю, если их агрегатные состояния и модификации устойчивы при стандартных условиях.

Стандартные энтальпии образования веществ собраны и сведены в справочниках.

3.2. 1. Термохимические расчеты

Независимость теплоты химической реакции от пути процесса при p=const была установлена в первой половине XIXв. русским ученым Г.И. Гессом: тепловой эффект химической реакции не зависит от пути ее протекания, а зависит лишь от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции.

Для большинства реакций изменение теплового эффекта в пределах температур, имеющих практическое значение невелико. Поэтому в дальнейшем будут использоваться  Н 0 _{f ,В,298} и в расчетах считаться постоянными.

Следствие из закона Гесса – тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот (энтальпий) образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот (энтальпий) образования исходных веществ.

Используя при термохимических расчетах следствие из закона Гесса, надо иметь в виду, что при алгебраическом суммировании следует учитывать стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

Так, для уравнения реакции аА+вВ=сС+dD тепловой эффект  Н равен

Уравнение (*) позволяет определить как тепловой эффект реакции по известным энтальпиям образования веществ, участвующих в реакции, так и одну из энтальпий образования, если известны тепловой эффект реакции и все остальные энтальпии образования.

Теплота сгорания топлива

Тепловой эффект реакции окисления кислородом элементов, входящих в состав вещества, до образования высших оксидов называется теплотой сгорания этого вещества .

Пример: определить теплоту сгорания этанола С₂Н₅ОН_(ж)

Если расчет ведется для с образованием жидкой воды, то теплота сгорания называется высшей, если с образованием газообразной воды, то низшей. По умолчанию обычно имеют в виду высшую теплоту сгорания.

В технических расчетах используют удельную теплоту сгорания Q_Т, которая равна количеству теплоты, выделяющейся при сгорании 1 кг жидкого или твердого вещества или 1м 3 газообразного вещества, тогда

где М – масса моля вещества, 22,4 л – объем моля газа.

3.3. Химическое и фазовое равновесие

3.3.1. Химическое равновесие

Обратимые реакции - химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях.

Химическое равновесие - состояние системы, в котором скорость прямой реакции (V ₁ ) равна скорости обратной реакции (V ₂ ). При химическом равновесии концентрации веществ остаются неизменными. Химическое равновесие имеет динамический характер: прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются.

Состояние химического равновесия количественно характеризуется константой равновесия, представляющей собой отношение констант прямой (K ₁ ) и обратной (K ₂ ) реакций.

Для реакции mA + nB « pC + dD константа равновесия равна

K = K ₁ / K ₂ = ([C] p • [D] d ) / ([A] m • [B] n )

Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ. Чем больше константа равновесия, тем больше равновесие сдвинуто в сторону образования продуктов прямой реакции.

Способы смещения равновесия

Принцип Ле-Шателье. Если на систему, находящуюся в равновесии, производится внешнее воздействие (изменяются концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет это воздействие

Давление. Увеличение давления (для газов) смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема (т.е. к образованию меньшего числа молекул).

1. Попков В.А., Пузаков С.А.
Общая химия: Учебник. - М.:
ГЭОТАР-Медиа, 2010. -976 с.
2. Пузаков С.А. Сборник задач
и упражнений по общей
химии: Учеб. пособие/ С.А.
Пузаков, В.А. Попков, А.А.
Филиппова.- 2-е изд. испр. и
доп. - М.: Высшая школа,

3. Литвинова Т.Н. Сборник
задач по общей химии: Учеб.
пособие для студентов мед.
вузов. - 3-е изд., перераб./М.:ООО "Изд-во ОНИКС", 2007.
- 244 с.

4. Интернет-источники

5. I. Элементы химической термодинамики

К настоящему времени
термодинамика содержит два
основных раздела:
1.Равновесная термодинамика
(термодинамика
изолированных систем)
2. Неравновесная
термодинамика
(термодинамика открытых
систем)

8. Система – это совокупность материальных объектов (тел), ограниченных каким-либо образом от окружающей среды Элементы системы - части, обла

Система – это совокупность
материальных объектов
(тел), ограниченных какимлибо образом от
окружающей среды
Элементы системы части, обладающие
определенными
свойствами.

9. Термодинамические системы:

• Гомогенная – система, в которой
каждое ее свойство (параметр) имеет
одно и то же значение во всех точках
объема или меняется плавно от точки
к точке.
• Гетерогенная –система, которая
состоит из нескольких гомогенных
систем, отделенных друг от друга
поверхностью раздела фаз, на
которой свойства меняются скачком.

Изолированная система –
система , которая не
обменивается с окружающей
средой ни веществом, ни
энергией в форме работы или
теплоты.
Закрытая (замкнутая) система –
система, которая может
обмениваться с окружающей
средой лишь энергией и не
может обмениваться веществом

Энергия системы (W) совокупность двух частей:
зависящей от движения и
положения системы как
целого (Wц) и не зависящей
от этих факторов (U)
W=Wц+ U
U - внутренняя энергия системы.

16. Первое начало термодинамики

Первое начало термодинамики
•термодинамическая
система (например, пар в
тепловой машине) может
совершать работу только
за счёт своей внутренней
энергии или каких-либо
внешних источников
энергии
Q = ΔU + A

Энтальпия (Н)
Qp= ΔU + A (1),
где А – работа по перемещению поршня
Qp= ΔU + p ΔV (2),
где р – давление,
объёма системы.
ΔV
–
изменение
Формулу (2) можно переписать в следующем
виде:
Qp=(U2 – U1) + p(V2 – V1) (3)
Qp=(U2 + pV2 ) – (U1 + pV1) (4)
В этом выражении
обозначим Н, т.е.
параметры
в
скобках
U2 + pV2 = Н2, U1 + pV1=Н1, тогда
Qp= Н2 – Н1 =ΔН.

18. Энтальпия Н - внутреннее теплосодержание системы

19. Количество теплоты, выделяющееся или поглощающееся в результате химической реакции, называется тепловым эффектом химической реакции.

Количество теплоты,
выделяющееся или
поглощающееся в результате
химической реакции,
называется тепловым
эффектом химической
• реакции.
Термохимия – раздел
термодинамики,
изучающий, теплоты
химических реакций.

Закон Гесса:
Тепловой эффект
химических реакций,
протекающих при
постоянном давлении или
при постоянном объёме,
не зависит от числа
промежуточных стадий, а
определяется лишь
начальным и конечным
состоянием системы.

В термодинамике принята
следующая запись теплот
химических реакций:
С(тв)+О2(г)=СО2(г); ∆НР=-405,8 кДж
в термохимии:
С(тв) + О2(г) = СО2(г) +405,8 кДж

Теплотой сгорания вещества
называется тепловой эффект
реакции сгорания его
(1 моль) с образованием
устойчивых продуктов (для
органических веществ это СО2
и Н2О).

Первое следствие закона Гесса:
Теплота реакции равна сумме теплот
сгорания начальных участников реакции
за вычетом суммы теплот сгорания
конечных участников реакции с учетом
стехиометрических коэффициентов.
где н, к - стехиометрические
коэффициенты.
Пример для реакции аА + bB→dD
∆Hреакц. = а∆Hсгор(А) + b∆Hсгор(B)
- d∆Hсгор(D).

Стандартная
теплота
образования вещества
тепловой
эффект
реакции
образования
одного моль вещества
из простых веществ в
стандартных условиях
(ΔН0298)
(Т = 298К и Р = 1 атм)

Второе следствие закона Гесса:
Теплота реакции равна сумме теплот
образования конечных веществ за
вычетом суммы теплот образования
начальных веществ с учетом
стехиометрических коэффициентов.
Или для стандартных условий:

27. Второе начало термодинамики

• Постулат Клаузиуса
Единственным результатом
любой совокупности
процессов не может быть
переход теплоты от менее
нагретого тела к более
нагретому.

• Постулат Томсона
Теплота наиболее
холодного из
участвующих в процессе
тел не может служить
источником работы.
(Теплота не может
полностью перейти в
работу).

29. Энтропия – функция состояния термодинамической системы, используемая во втором законе т/д для выражения через нее возможности или невозм

Энтропия –
функция состояния
термодинамической системы,
используемая во втором законе
т/д для выражения через нее
возможности или
невозможности
самопроизвольного протекания
процесса
(введена Клаузиусом).

Изменение энтропии
определяется отношением
количества теплоты, сообщенного
системе или отведенного от нее, к
температуре системы:
где знак равенства относится к
равновесному процессу, неравенства –
к неравновесному.
Т.о. в равновесном процессе:
S= .

Если энтропия
увеличивается (S > 0), то
самопроизвольный
неравновесный процесс
возможен,
если S 0, то процесс
невозможен.

34. Третье начало термодинамики

В. Нернст (1906) (тепловой
закон Нернста): энтропия S
любой системы стремится к
конечному для неё пределу,
не зависящему от давления,
плотности или фазы, при
стремлении температуры (Т)
к абсолютному нулю.

35. II. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА

37. Механизм реакции – последовательность и характер стадий химических реакций

38. Скорость химической реакции

40. Факторы, влияющие на скорость химической реакции

• Природа реагирующих
веществ
• Концентрация реагирующих
веществ
• Температура
• Присутствие катализаторов

41. Закон действующих масс (К. Гульдберг и П. Вааге)

при постоянной температуре
скорость химической
реакции прямо
пропорциональна
концентрации реагирующих
веществ
nА + mВ → gD
v=k CА n CВ m

• Константа скорости k не
зависит от концентраций
веществ
• Закон действующих масс
применим только к
газообразным и
растворенным веществам

44. Молекулярность и порядок реакций

• Молекулярность реакции - число
молекул, участвующих в
элементарном акте химического
взаимодействия
• Порядок реакции — это сумма
показателей степеней
концентрации веществ в
уравнении закона действующих
масс

45. Реакция первого порядка

C = C0 e–kt
или
lnC = lnC0 – kt
• С – концентрация вещества в
данный момент времени,
• С0 – исходная концентрация
вещества,
• k – константа скорости,
• t – время протекания реакции.

Время, в течение которого
прореагировала половина
начального количества
вещества, называется
временем полураспада и
τ
обозначается 1/2.
Для реакции первого
порядка:
τ 1/2=ln 2 / k

47. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа

при повышении температуры на
каждые 10° скорость реакции
увеличивается примерно в 2—4
раза
v2 = v1 γ
(ΔТ/10)
k2 = k1 γ
(ΔТ/10)

Температурный коэффициент
реакции (γ) -число,
показывающее, во сколько раз
увеличивается скорость данной
реакции при повышении
температуры на 10°

49. Уравнение Аррениуса

k = A e–Ea/RT
• R – универсальная газовая
постоянная, 8,314 Дж/моль·К,
• Т – температура по шкале Кельвина,
• Еа – энергия активации,
• А – предэкспоненциальный
множитель.

Энергия
активации
(Еа)
избыточная энергия, которой
должны обладать молекулы
для
того,
чтобы
их
столкновение могло привести
к
образованию
нового
вещества.
Молекулы, обладающие такой
энергией,
называются
активными молекулами.

Уравнение Аррениуса позволяет
рассчитать константы скорости
реакций при различных
температурах:
а так же при изменении энергии
активации

• Химическое равновесие —
состояние химической системы,
в котором обратимо протекает
одна или несколько химических
реакций, причём скорости
прямой и обратной реакций
равны между собой. Для
системы, находящейся в
химическом равновесии,
концентрации реагентов,
температура и другие
параметры системы не
изменяются со временем.

• Термодинамически
химическое
равновесие
определяется
как
соотношение
концентраций
исходных
веществ
и
продуктов
реакции,
при
котором
энтропия системы имеет
максимальное, а изобарноизотермический потенциал
– минимальное значение

Константа химического
равновесия
mA + nB ↔ pC + qD
v1= k1 ·CАm ·CBn
v2=k2 ·CCp ·CDq
v1=v2
k1 ·CАm ·CBn = k2 ·CCp ·CDq
k1 / k2 = CCp ·CDq/ CАm ·CBn
Kp= CCp ·CDq/ CАm ·CBn

Константа равновесия Кр частное
от
деления
произведения
равновесных
концентраций
продуктов
и
исходных веществ реакции
(является
величиной
постоянной)

Константа равновесия и энергия
Гиббса.
Константа химического равновесия зависит
от природы реагентов, от температуры и
связана с изменением стандартной энергии
Гиббса
ΔG°
химической
реакции
уравнением
ΔG°= -RT ln Kр
Если ΔG° 0, то в
равновесной смеси
преобладают исходные
вещества.

Смещение химического
равновесия.
Принцип Ле Шателье:
если на систему,
находящуюся в
равновесии,
воздействовать извне, то в
системе усилится то из
направлений процесса,
которое противодействует
данному воздействию.

Влияние давления
Повышение давления, согласно
принципу Ле-Шателье, должно
смещать равновесие в сторону
образования меньшего количества
моль газообразных продуктов.
Влияние температуры
При повышении температуры
химическое равновесие смещается
в сторону эндотермической
реакции и наоборот.

Влияние концентрации
Если в реакционную смесь ввести
избыток одного из исходных
веществ, то равновесие смещается
в сторону образования продуктов
реакции. Аналогичный результат
может быть достигнут путем
удаления из системы продуктов
реакции.

Влияние температуры на константу
равновесия химической реакции
выражается уравнениями изобары
и изохоры Вант-Гоффа:
где ΔН= QP, ΔU = Qv.

62. Катализ

• Катализ - процесс увеличения
скорости реакции с помощью
катализатора
• Катализаторы
вещества,
которые
увеличивают
скорость химической реакции,
оставаясь в конечном итоге
неизменными по химическому
составу и количеству

Особенности катализаторов:
Ускоряют реакцию, присутствуя в
очень малых количествах
Избирательность действия, то есть
катализатор ускоряет одну реакцию и
неэффективен для другой. Особенно это
свойство проявляется у биологических
катализаторов-ферментов
Неизменность после реакции и
возможность многократного
использования
Катализатор изменяет механизм
реакции и направляет ее по такому пути,
который характеризуется понижением
энергии активации.

64. Катализ

65. Механизм гомогенной каталитической реакции

Ферменты – биологические
катализаторы, ускоряющие
биохимические реакции в
растениях и животных
организмах.

Читайте также:

  
• Сколько хромосом у собаки кратко
  
• Кратко определите самые главные особенности природы каждого материка и океана ответьте на вопросы
  
• Причины возникновения феодализма кратко
  
• Павел корчагин биография и подвиг кратко
  
• Великобритания в начале 20 века кратко