Закон Гесса - основний закон термохімії, який формулюється таким чином:
Тепловий ефект реакції залежить тільки від природи і стану вихідних речовин і кінцевих продуктів і не залежить від шляху, по якому реакція протікає.
Закон відкритий українським хіміком Г.І.Гессом в 1840р.
Практичне значення закону Гесса полягає в тому, що він дозволяє розраховувати теплові ефекти найрізноманітніших хімічних процесів; для цього зазвичай використовують ряд наслідків з нього.
Наслідки із закону Гесса:
ü Тепловий ефект реакції дорівнює сумі теплот утворення продуктів реакції мінус сума теплот утворення вихідних речовин
ü Теплота (стандартна ентальпія) утворення органічної сполуки дорівнює різниці між теплотою згоряння простих речовин, з яких воно може бути отримано (С-графіт, Н2 -Газо, S-ромб), і теплотою згоряння самого з'єднання.
Другий закон термодинаміки: формулювання Клаузіуса і Томсона. Вільна і зв'язана енергія.
Другий закон встановлює, що всі реальні мимовільно йдуть процеси є незворотними
Приклади незворотній процесів-розширення газів, розчинення, всі процеси в організмі
Тепло не може мимовільно переходити від більш холодного до більш теплого тіла (Р. Клаузіус).
Неможливо за допомогою неживого матеріального двигуна безперервно отримувати роботу, тільки охолоджуючи якусь масу речовини нижче температури найхолоднішою частини навколишнього середовища (В. Томсон)
Вільна і зв'язана енергія.
З формулювання 2 Зкон слід, що не весь запас внутр енергії системи при постійній темературе може перетворюватися в роботу-це фізичний зміст 2го закону
Умовно, внутр енергію системи можна уявити U = F + Q
F-вільна енергія (частина вн. Енергії, здатна виробляти роботу)
Т.к U і F ф-ції стану, то # 8710; U = # 8710; F + Q
Тлумачення ентропії (S) -функція стану, яка служить мірою безладдя (нестійкості) системи
Обчислення S в різних процесах
З-молярна теплоємність в-в
# 8710; S> 0 процес протікає самопроізв
Ентропія з точки зору класичної термодинаміки (ентропія як міра пов'язаної енергії). Визначення ентропії, розрахунок ентропії речовин в різних процесах (ізотермічний, ізобарний, Ізохоричний), стандартна ентропія, розрахунок DS хімічної реакції. Властивості ентропії.
Ентропія - міра пов'язаної енергії, тобто кількість зв'язаної енергії, що припадає на 1К.
Поняття ентропії було вперше введено в 1865р. Рудольфом Клаузиусом. Він визначив зміна ентропії термодинамічної системи при оборотному процесі як відношення загальної кількості тепла # 916; Q до величини абсолютної температури Т (тобто тепло, передане системі, при постійній температурі).
· Ізотермічний процес (Т = const):
· Неізотерміческімі процеси (ізобарний (Р = const), Ізохоричний (V = const)):
Стандартна ентропія (S298) - абсолютне значення ентропії 1 благаючи в-ва, розраховане для стандартних умов.
1. Ентропія тіла при абсолютному нулі дорівнює нулю.
2. Ентропія речовин може бути тільки позитивною величиною.
3. Ентропія є величиною адитивною: ентропія складної системи дорівнює сумі ентропій її частин.
Ентальпійного і ентропійний фактори, енергія Гіббса. Рівняння Гіббса. DG як критерій самочинного протікання ізобарно-ізотермічних процесів
Фактори, що впливають на мимовільність протікання процесів:
Ентальпійний- характеризується прагненням до утворення міцних зв'язків, виникненням більш складних в-в, зниження жнергіі системи # 8710; H Дж / моль
Ентропійний -прагнення вразхедіненю частинок, до безладдя, підростання ентропії # 8710; Т Дж / моль
G-Вільний енергія Гіббса-та частина теплового ефекту, яку можна перетворити в роботу
КРИТЕРІЙ мимовільно ПЕРЕБІГУ ПРОЦЕСУ
У будь-якій закритій системі при P, T = const, можливий такий мимовільний процес, який веде до зменшення # 8710; G
якщо # 8710; H<0 и ∆S>0, то G<0 –процесс идет самопроизвольно
якщо # 8710; H> 0 і # 8710; S<0, то G>0-не йде мимовільно в станд умовах
якщо # 8710; H<0 и ∆S<0 и ∆H>0 і # 8710; S> 0, то знак G залежить від темп
8. Класифікація хімічних реакцій. Реакції оборотні і необоротні, гомогенні і гетерогенні, екзотермічні і ендотермічні, прості і складні, послідовні, ланцюгові, пов'язані: визначення, приклади.
I за характером протікання:
-оборотні (гідроліз солей, етерифікація);
-незворотні (утворення комплексних з'єднань, реакції, що протікають зі збільшенням кількості енергії, що виділяється: горіння магнію).
Більшість р-ций в організмі людини протікають за участю орг.соедіненій, вони оборотні.
II за наявністю поверхні розділу внутріреакціонной середовища:
-гомогенні (поверховість розділу відсутня, протікають в межах 1 фази: гідроліз складного ефіру-ж.фаза);
-гетерогенні (протікають на поверхні розділу фаз)
CaO (т.) + CO2 (г.) = CaCO3
Поверхня розділу т / г
III по числу стадій:
-прості - протікають в 1 стадію
-складні - протікають в декілька стадій
наприклад, реакція взаємодії між пероксидом водню і йодоводородом протікає в 2 стадії.
IV послідовні реакції:
Це складні реакції, в яких продукт, що утворився в попередній стадії, є субстратом для наступної.
Х1 є продуктом для 1 стадії і субстратом для 2 стадії. Практично всі процеси метаболізму в організмі людини є послідовними реакціями, зокрема окислення, гідроліз ВМС (білки, вуглеводи)
Це складні реакції, що протікають по радикальному механізму.
Перетворення S-> P відбувається в них через багаторазове повторення одних і тих же стадій.
Наприклад, хлорування метану, перекисне окислення ліпідів.
VI Парні реакції:
Це такі 2 реакції, одна з яких може протікати самостійно, а інша тільки в її присутності.
Синтез АТФ з АДФ пов'язаний з реакцією окислення глюкози:
АДФ + Фн-> АТФ + Н2О (G> 0). де
Фн- неорганічний фосфат
Синтез АТФ (ендергонічеськие реакція) протікає за рахунок енергії Гіббса, що виділяється при окисленні глюкози (екзергонічеськие реакції
Залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин (закон діючих мас). Константа швидкості.
Закон діючих мас сформульований в 1867 р норвезькими вченими К. Гульдбергом і П. Вааге: швидкість простої реакції в кожен момент часу пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин, зведених в ступені, рівні коефіцієнтам в стехиометрическом рівнянні.
-для гомогенної реакції:
Математичне вираження ЗДМ:
k - константа швидкості.
1.математіческое вираз ЗДМ називається кінетичним рівнянням.
2.сумма показників ступенів в кінетичному рівнянні, як правило, не більше 3.
3.ЗДМ застосуємо тільки до гомогенним, простим реакцій або до окремих стадіях складних.
Якщо змінити концентрацію реагуючих в-в, швидкість системи або тиск, то швидкість даної р-ції зміниться відповідно до її кінетичним рівнянням.
Фізичний сенс константи швидкості.
У разі гомогенної р-ції. кінетичне ур-ня матиме вигляд V = k. Висновок: константа швидкості хім. р-ції (за умови, що концентрація реагуючих або їх твір відповідно до ступенями) дорівнює 1.
У разі гетерогенної р-ції. в кінетичне ур-ня входять тільки концентрації газоподібних і рідких в-в. Концентрація твердого в-ва. на поверхні якого протікає р-ція. змінюється незначно, вважається величиною постійною, не включається в ур-ня.