Legea lui Hess este legea fundamentală a termochimiei, care este formulată după cum urmează:
Efectul termic al reacției depinde numai de natura și starea materiilor prime și a produselor finale și nu depinde de modul în care reacționează reacția.
Legea a fost descoperită de chimistul rus GI Hess în 1840.
Semnificația practică a legii Hess este că ne permite să calculam efectele termice ale unei largi varietăți de procese chimice; pentru aceasta, de obicei, o serie de consecințe sunt folosite.
Consecințele din legea lui Hess:
ü Efectul termic al reacției este egal cu suma căldurii de formare a produșilor de reacție minus suma încălzirii de formare a materiilor prime
ü Căldură (entalpia standard) care formează compus organic este diferența dintre căldura de ardere a substanțelor simple, din care poate fi obținut (C-grafit -gaz H2, S-romburi), iar căldura de combustie a compusului.
A doua lege a termodinamicii: formularea lui Clausius și a lui Thomson. Energie liberă și limitată.
A doua lege stabilește că toate procesele reale spontane sunt ireversibile
Exemple de procese non-procese - extinderea gazelor, dizolvarea, toate procesele din organism
Căldura nu poate trece în mod spontan de la un răcitor la un corp mai cald (R. Clausius).
Este imposibil ca, cu ajutorul unui motor de material neînsuflețit, să se producă în mod continuu, răcirea doar a unei cantități de materie sub temperatura celei mai reci din mediul înconjurător (V. Thomson)
Energie liberă și limitată.
Din formularea celei de-a doua legi rezultă că nu toată rezervă a energiei interne a sistemului sub o temperatură constantă se poate transforma în muncă - acesta este sensul fizic al celei de-a doua legi
Condițional, energia internă a sistemului poate fi reprezentată de U = F + Q
Energia fără energie F (parte din energia care poate funcționa)
Deoarece U și F sunt funcții de stat, # 8710; U = # 8710; F + Q
Interpretarea entropiei (S) este o funcție a unei stări care servește ca măsură a tulburării (instabilității) sistemului
Calcularea S în diferite procese
C-molar capacitate de căldură in-in
# 8710; S> 0 procesul este auto-executant
Entropia din punctul de vedere al termodinamicii clasice (entropia ca măsură a energiei legate). Determinarea entropiei, calcularea entropiei substanțelor în diferite procese (izotermă, izobarică, izochorică), entropia standard, calculul reacției chimice DS. Proprietățile entropiei.
Entropia este o măsură a energiei legate, adică cantitatea de energie legată per 1K.
Conceptul de entropie a fost introdus pentru prima dată în 1865. Rudolph Clausius. El a determinat schimbarea entropiei unui sistem termodinamic sub un proces reversibil ca raport al cantității totale de căldură Q la temperatura absolută T (adică, căldura transferată la sistem la o temperatură constantă).
· Proces izotermic (T = const):
· Procesele non-izoterme (izobarice (P = const), izochorice (V = const)):
Entropia standard (S298) este valoarea entropiei absolute de 1 mol de apă, calculată pentru condiții standard.
1. Entropia corpului la zero absolută este zero.
2. Entropia substanțelor poate fi doar o cantitate pozitivă.
3. Entropia este o cantitate aditivă: entropia unui sistem complex este egală cu suma entropiilor părților sale.
Factori enthalpi și entropie, energia Gibbs. Ecuația lui Gibbs. DG ca un criteriu pentru fluxul spontan de procese izobaric-izoterme
Factorii care afectează natura spontană a proceselor:
Entalpia - caracterizată prin dorința de a forma legături puternice, apariția unui in-in complex mai complex, scăderea energiei sistemului # 8710; HJ / mol
Entropia - efortul de a uni particulele, de a tulbura, de creșterea entropiei # 8710; TJ / mol
Energia Gibbs fără G este partea din efectul de căldură care poate fi transformată în muncă
CRITERIUL DE PROTECȚIE A PROCESULUI DE SELF-PROPUNERE
În orice sistem închis cu P, T = const, un astfel de proces spontan este posibil, ceea ce duce la o scădere # 8710; G
În cazul în care # 8710; H<0 и ∆S>0, apoi G<0 –процесс идет самопроизвольно
În cazul în care # 8710; H> 0 și # 8710;<0, то G>0 - nu merge spontan în condiții standard
În cazul în care # 8710; H<0 и ∆S<0 и ∆H>0 și # 8710; S> 0, atunci semnul lui G depinde de tempo
8. Clasificarea reacțiilor chimice. reacții reversibile și ireversibile, omogene și eterogene, exoterme și endoterme, simple și complexe, secvențial, cu lanț, conjugate: definiție, exemple.
Eu de natura cursului:
-reversibil (hidroliza sărurilor, esterificarea);
-ireversibil (formarea de compuși complexi, reacții care apar cu o creștere a cantității de energie eliberată: arderea magneziului).
Cea mai mare parte a corpului uman are loc cu participarea org.sedineny, ele sunt reversibile.
II privind prezența interfeței mediului intra-reacție:
-omogen (interfața este absentă, procedând în limitele unei faze: hidroliza fazei esterazice);
-eterogen (care curge pe interfața de fază)
CaO (t) + CO2 (g) = CaC03
Interfața de m / g
III privind numărul de etape:
-simplu - trecerea în etapa 1
-complex - curge în mai multe etape
de exemplu, reacția de interacțiune dintre peroxidul de hidrogen și iodura de hidrogen are loc în două etape.
Reacții IV consecutive:
Acestea sunt reacții complexe în care produsul format în etapa anterioară este substratul pentru cel ulterior.
X1 este produsul pentru etapa 1 și substratul pentru etapa 2. Aproape toate procesele metabolice din organismul uman sunt reacții consecutive, în special oxidarea, hidroliza DIU (proteine, carbohidrați)
Acestea sunt reacții complexe care se desfășoară de-a lungul unui mecanism radical.
Transformarea lui S -> P apare în ele prin repetarea repetată a acelorași etape.
De exemplu, clorarea metanului, oxidarea peroxidului a lipidelor.
VI Reacții conjugate:
Acestea sunt două reacții, dintre care una poate continua independent, iar cealaltă numai în prezența sa.
Sinteza ATP din ADP este cuplată cu reacția oxidării glucozei:
ADP + FN-> ATP + H2O (G> 0). unde
Ph-fosfat anorganic
Sinteza ATP (reacția endergonică) are loc datorită energiei Gibbs, eliberată în timpul oxidării glucozei (reacție exergică
Dependența ratei de reacție asupra concentrației substanțelor care reacționează (legea maselor care acționează). Rata constantă.
Legea acțiunii maselor, formulată în 1867 de către oamenii de știință norvegian Guldberg și P. K. Waage: viteza de reacție simplu la un moment dat este proporțională cu produsul dintre concentrațiile reactanților ridicate la o putere egală cu coeficienții stoechiometrici în ecuație.
-pentru o reacție omogenă:
Expresia matematică a ZDM:
k este rata constantă.
1. Expresia matematică a ZDM se numește ecuația cinetică.
2. Suma exponenților din ecuația cinetică nu este, de regulă, mai mare de 3.
3. ZDM se aplică numai reacțiilor omogene, simple sau etapelor individuale ale celor complexe.
Dacă se schimbă concentrația substanțelor reacționate, viteza sistemului sau presiunea, atunci viteza acestei p-se modifică în conformitate cu ecuația cinetică.
Sensul fizic al ratei constante.
În cazul unei legi omogene. Ecuația cinetică va avea forma V = k. Concluzie: constanta ratei este chimică. p-tion (cu condiția ca concentrația reactanților sau a produselor lor în conformitate cu gradele) să fie egală cu 1.
În cazul unei schimbări eterogene. ecuația cinetică include numai concentrațiile de substanțe gazoase și lichide. Concentrația materiei solide. pe suprafața căruia are loc răsturnarea. modificări nesemnificative, este considerată o valoare constantă, nu este inclusă în ecuație.