- •Химическая Кинетика, равновесия, термодинамика
- •1. Основные понятия кинетики [1, § 57; 2, § 6.2, 6.2.1]
- •1.1. Химическая кинетика
- •1.2. Понятие скорости реакции
- •2. Зависимость скорости гомогенной реакции
- •2.3. Лабораторная работа: определение порядка реакции тиосульфата натрия с кислотой в растворе
- •2.3.1. Постановка задачи
- •2.3.2. Зависимость скорости реакции от концентрации ионов водорода
- •2.3.3. Зависимость скорости реакции от концентрации ионов тиосульфата
- •3. Зависимость скорости реакции от температуры
- •3.3. Лабораторная работа: влияние температуры на скорость реакции
- •4. Катализ [1, § 60; 2, § 6.2.6]
- •5. Особенности кинетики гетерогенных реакций [1, § 61; 2, § 6.2.4]
- •5.1. Общие сведения
- •5.3. Реакции, лимитируемые химическим взаимодействием
- •5.4. Реакции, лимитируемые диффузией в растворе реагента
- •5.5. Реакции, лимитируемые образованием зародышей новой фазы
- •5.6. Демонстрационные опыты
- •6. Обзор факторов, влияющих на скорость
- •7. Общие сведения о Химическом равновесии [1, § 63; 2, § 6.2.8]
- •7.1. Истинное и ложное равновесия
- •7.2. Закон действующих масс (здм) для равновесия
- •7.3. Стандартные состояния веществ и стандартное представление
- •8. Частные случаи констант равновесия
- •8.1. Гомогенные равновесия в растворах электролитов
- •8.2. Гетерогенные равновесия
- •8.3. Квазихимические равновесия в кристаллах
- •9. Факторы, влияющие на смещение равновесия.
- •9.2. Влияние концентрации
- •9.3. Влияние разбавления раствора
- •9.4. Влияние давления
- •9.5. Влияние температуры
- •9.6. Факторы, влияющие на кинетику, но не на равновесие
- •9.7. Выбор оптимальных условий проведения реакций
- •10. Задачи и упражнения по химическому равновесию
- •11. Лабораторная работа по химическому равновесию
- •11.1. Прогноз направления реакций и его экспериментальная проверка
- •11.2. Влияние температуры и концентраций на химическое равновесие
- •12. Введение в химическую термодинамику.
- •12.1. Общие сведения
- •12.2. Первое начало термодинамики. Энтальпия
- •12.3. Закон Гесса и стандартные теплоты образования веществ
- •12.4. Ещё три следствия из закона Гесса
- •13. Направление процессов.
- •13.1. Второе начало термодинамики. Энтропия.
- •13.2. Критерии самопроизвольного протекания процессов
- •13.3. Связь между стандартным изменением энергии Гиббса и константой равновесия
- •13.4. Задачи и упражнения по термодинамике
12. Введение в химическую термодинамику.
Основы термохимии [1, § 54-56; 2, § 6.1.1-6.1.5]
12.1. Общие сведения
Термодинамика – наука о превращениях энергии в различных процессах, как физических, так и химических, и о направлении процессов, о равновесии. Она описывает поведение не отдельных частиц (молекул или атомов), а больших коллективов, которые подчиняются статистическим законам. Термохимия – часть термодинамики, изучающая тепловые эффекты процессов. Обычно считают, что химия – это специфический раздел физики. Можно и так, но в данном пособии более уместно обратное представление: такие физические процессы, как превращения твёрдое тело ←→ жидкость, жидкость ←→ пар, являются простейшими частными случаями химических равновесий и описываются законами химической термодинамики.
Термодинамическая система – это тело или группа тел, которые находятся в контакте и могут обмениваться веществом и энергией. Термодинамика рассматривает в основном равновесные системы.
Открытая система – такая, которая может обмениваться с окружающей средой веществом и энергией. Закрытая – может обмениваться с окружающей средой энергией, но не веществом. Изолированная – не может обмениваться ни тем, ни другим.
Параметры состояния и функции состояния системы. Каждое состояние системы характеризуется набором физических величин, таких, как температура T, давление p, объём V, химический состав (обычно выражаемый в мольных долях различных компонентов: x1, x2...) и ряд других, рассматриваемых ниже. Но не все они являются независимыми.
Параметры состояния – это величины, которые, будучи взяты в минимальном числе, однозначно определяют равновесное состояние системы. Остальные величины зависят от этих параметров и являются функциями состояния. Те величины, которые зависят от количества вещества, обычно относят к одному молю.
Для данного состава и данного количества вещества величины T, p и V в равновесии однозначно связаны между собой уравнением состояния, хотя его простой аналитический вид хорошо известен лишь для идеальных газов: pV=nRT, а в остальных случаях его для каждой системы приходится устанавливать экспериментально. Если мы произвольно задаём T и p, то молярный объём уже от нашей воли не зависит, а является функцией состояния. Если же мы задаём произвольно температуру и молярный объём, этим однозначно определяется давление. Тогда T и V – параметры состояния, а p – функция состояния.
Число независимых параметров состава x на единицу меньше числа компонентов, потому что содержание последнего компонента определяется по разности.
Например, если задано, что система железо – кислород содержит 70 ат. % кислорода О (не О2), при общем количестве атомов 1 моль и находится в равновесии при 1000 К и давлении в 1 бар – этим определяется, что содержание железа – 30 ат. %, и мы имеем смесь Fe2O3 (тв.) и О2 (газ), и однозначно определяется молярный объём системы. Жёстко заданы и все прочие свойства равновесной системы. Следовательно, они являются функциями состояния.
Энергия. Вообще говоря, система может двигаться как целое и иметь кинетическую энергию, может находиться во внешних полях (гравитационном, электрическом, магнитном...) и иметь потенциальную энергию. Но эти явления химия не рассматривает. Основное внимание обратим на внутреннюю энергию U. U – это совокупность всех видов потенциальной и кинетической энергии частиц внутри системы: молекул, атомов, ионов, электронов, ядер, внутриядерных частиц. Она включает и те виды взаимодействий, о которых мы еще не знаем. Поэтому нельзя измерить абсолютное значение U. Но зато можно определить ее изменения в различных процессах. U однозначно определяется состоянием системы и потому относится к функциям состояния.