Второй закон термодинамики. Понятие об энтропии. Стандартная энтропия вещества. Изменение энтропии и направление протекание процесса.

II закон термодинамики определяет направление и предел самопроизвольного протекания процесса. Существует множество исторически независимых формулировок. Их сущность: процессысамопроизвольно идут от менее вероятного состояния к болеевероятному.

Формулировка Р.Клаузиуса (1850 г.): Теплота не может переходить сама собой от тела менее нагретого к телу более нагретому.

Формулировка Кельвина (1854 г.): Невозможно превратить в механическую работу какого - либо тела, не производя никакого другого действия, кроме охлаждения этого тела.

Согласно В.Оствальду (1888 г.): Вечный двигатель второго ьрода невозможен.

Под вечным двигателем второго рода подразумевается периодически действующая тепловая машина, которая была бы способна полностью превращать теплоту в работу, т.е. без передачи части её холодильнику.

Энтропия определяет меру необратимого рассеивания энергии или бесполезности энергии, ибо не всю энергию системы можно использовать для превращения в какую-нибудь полезную работу.

Для оценки степени беспорядка в системе предложена функция состояния энтропия. Это логарифмическое выражение вероятности существования системы.

Величина энтропии зависит от природы, агрегатного состояния веществ, температуры, давления. Все факторы, способствующие увеличению беспорядка в системе, ведут к увеличению энтропии.

Изменение энтропии реакции равно разности суммы энтропии продуктов реакции и суммы энтропии исходных веществ. При самопроизвольных процессах энтропия изолированной илизакрытой системы стремится к максимуму. Для этих систем в состоянииравновесия при обратимом процессе ΔS=0, при самопроизвольномнеобратимом процессе ΔS > 0, а если ΔS < 0 , то процесс невозможен. Воткрытых системах возможны и те процессы, при которых ΔS < 0 за счетпритока энергии извне.

22. Понятие об энергии Гиббса. Изменение энергии Гиббса химической реакции. Возможность оценки направления и полноты реакции по величине и знаку изменения энергии Гиббса.

Для определения направления реакций используется свободная энергии Гиббса (свободная энергия – та часть внутренней энергии, за счет которой может быть совершена работа) или изобарно-изотермический потенциал. Является мерой устойчивости системы при постоянном давлении.

G = H – TS

ΔG = ΔH – TΔS,

где ΔH – энтальпийный фактор, TΔS - энтропийный фактор.

Самопроизвольно протекают реакции, сопровождающиеся уменьшением свободной энергии Гиббса (ΔGх.р. < 0), если ΔGх.р. > 0, реакция самопроизвольно идет в обратном направлении. Если ΔGх.р. = 0, то система находится в состоянии равновесия.

Химическая кинетика. Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Константа скорости химической реакции.

Кинетика – раздел химии, изучающий скорости химических реакций и факторы, влияющие на них.

Скорость реакции – это изменение концентраций реагирующих или образующихся веществ в единицу времени:

v = - Δc/Δt (для исходного вещества)

v = Δc/Δt (для продукта реакции),

где Δc – изменение концентрации вещества, Δt – промежуток времени, за который произошло это изменение.

Скорость химической реакции – величина всегда положительная.

Основной закон кинетики – закон действующих масс:

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ с учетом их стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции, которые идут в степень их концентрации.

В общем случае для реакции:

аА + вВ = продукты реакции

уравнение скорости реакции имеет вид: v =k· CА

а· СВ

в , где k- константа скорости реакции. Зависит от условий протекания реакции (природа реагирующих веществ, катализатор, температура), но никогда не зависит от концентрации реагирующих веществ. Она равна скорости реакции при концентрациях реагентов, равных 1 моль/л.

24. Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Влияние температуры на скорость реакции. Правило Вант-Гоффа. Температурный коэффициент скорости.

Факторы, влияющие на скорость реакции:

1. Природа реагирующих веществ. Причина различий в скоростях реакций разных веществ заключается в энергетическом балансе, который определяется разностью энергий начального и промежуточного состояния системы. При этом решающим фактором является химическая активность данного вещества.

2. Концентрации реагирующих веществ. Увеличение концентрации реагента в системе приводит к возрастанию скорости химической реакции. Это следует из закона действующих масс.

3. Давление и объём связаны с его концентрацией и взаимно связаны между собой (уравнение Менделеева-Клапейрона). Поэтому увеличение давления или уменьшение объёма системы действуют на газообразные реагенты в направлении увеличения скорости реакции между ними. В случае жидких или твердых реагентов действие давления незначительно (жидкости несжимаемы), и его можно не учитывать.

4. Размер частиц твердых реагентов. Чем меньше размер, тем больше скорость реакции.

5. Температура. Нагревание системы всегда вызывает увеличение скорости химической реакции в ней.

Правило Вант - Гоффа: при _увеличении температуры на каждые 10 градусов скорость химической реакции возрастает в 2-4 раза.