Енергетика хімічних процесів. Хімічна кінетика і рівновага

Програмні вимоги до теми:

Термодинамічні системи. Параметри, що характеризують стан системи. Поняття про функцію стану системи. Фізичний зміст внутрішньої енергії системи як функції стану. Ентальпія системи. Тепловий ефект реакції. Одиниці вимірювання теплового ефекту реакції. Термохімічні рівняння реакції. Екзотермічний та ендотермічний процес. Стандартна ентальпія утворення хімічної сполуки. Закони термохімії (закон Лавуазьє-Лапласа та Гесса) і їх наслідки. Ентропійний фактор процесу. Стандартна ентропія речовини. Ізобарно-ізотермічний потенціал та енергія Гіббса.

Швидкість хімічної реакції. Гомогенні та гетерогенні хімічні реакції. Фактори, що впливають на швидкість хімічних реакцій. Закон діючих мас. Константа швидкості хімічної реакції. Фізичний зміст константи швидкості. Закон діючих мас для гетерогенних реакцій. Залежність швидкості хімічної реакції від температури. Температурний коефіцієнт швидкості хімічних реакцій.

Активні молекули. Енергія активації хімічної реакції. Вплив величини енергії активації на швидкість реакції. Класифікація хімічних реакцій по числу часток, що приймають участь в ній участь. Ланцюгові реакції. Механізм їх проходження.

Каталіз. Каталізатори та інгібітори. Вплив каталізатора на енергію активації хімічної реакції. Оборотні та необоротні хімічні реакції. Стан хімічної рівноваги. Константа хімічної рівноваги. Особливості вираження константи рівноваги для гетерогенних хімічних реакцій. Зв’язок константи рівноваги з енергією Гіббса. Умови, що впливають на зміну хімічної рівноваги. Принцип Ле-Шательє. Вплив зміни температури, тиску і концентрації на зміщення рівноваги.

Теоретичний виклад матеріалу:

 

Хімічна термодинаміка вивчає переходи хімічної енергії в інші форми – теплову, електричну і т.п., встановлює кількісні закони для переходів, а також напрямок і межі самовільного протікання хімічних реакцій при заданих умовах.

Об’єктом вивчення в термодинаміці є система. Системою називають сукупність речовин, що знаходяться у взаємодії, відокремлену від навколишнього середовища. Розрізняють гомогенні і гетерогенні системи. Гомогенні системи складаються з одної фази, гетерогенні – з двох або декількох фаз. Фаза – це частина системи, однорідна у всіх точках по складу і властивостях і відділена від інших частин системи поверхнею розділу.

Одна і та ж система може знаходитися в різних станах. Кожен стан системи характеризується певним набором значень термодинамічних параметрів. До термодинамічних параметрів належать температура, тиск, концентрація і т.п. Зміна хоча б тільки одного термодинамічного параметру приводить до зміни стану системи в цілому. Термодинамічний стан системи називають рівноважним, якщо вона характеризується сталістю термодинамічних параметрів у всіх точках системи і самовільно не змінюється.

Внутрішня енергія системи (U) – це її повна енергія, що включає кінетичну і потенціальну енергію молекул, атомів, ядер і електронів. Вона включає в себе енергію поступального, обертального та коливного рухів, а також енергію, обумовлену силами притягання й відштовхування, що діють між молекулами, атомами і внутрішньоатомними частками. Вона не включає потенціальну енергію положення системи в просторі і кінетичну енергію руху системи як цілого. Абсолютна внутрішня енергія системи не може бути визначена, але можна виміряти її зміну D U при переході з одного стану в інший.

Перший закон термодинаміки: Теплота, підведена до системи, витрачається на збільшення її внутрішньої енергії чи здійснення системою роботи над зовнішнім середовищем: Q = D U + А (1). Оскільки величини Q і А піддаються безпосередньому вимірюванню, то з допомогою рівняння (1) можна розрахувати значення D U.

Розділ хімічної термодинаміки, що вивчає теплові ефекти реакцій, називається термохімією. Якщо теплота підводиться до системи (Q _Т > 0), реакцію називають ендотермічною, якщо ж теплота виділяється в навколишнє середовище (Q _Т < 0), реакцію називають екзотермічною.

Тепловим ефектом хімічної реакції називають алгебраїчну суму поглинутої при реакції теплоти і здійсненої роботи без врахування роботи проти сил зовнішнього тиску (р D V).

Закони термохімії

1. Закон Лавуазьє-Лапласа (1780): Ентальпія прямої реакції рівна за абсолютним значенням і протилежна за знаком ентальпії зворотної реакції. ΔНпр = - ΔН зв.

Тобто чим більше теплоти виділяється під час утворення тієї чи іншої сполуки, тим більше теплоти треба затратити на її розкладання.