Закономірності протікання хімічних реакцій презентация

Закономірності протікання хімічних реакцій

План

Тепловий ефект хімічної реакції – Q – це кількість теплоти , що виділяється або поглинається під час реакції і віднесена до певного числа моль речовин.

Види систем Відкриті Закриті Ізольовані Гомогенні Гетерогенні Ізобарні Ізохорні Ізотермічні

Термодинамічний процес Перехід системи з одного рівноважного стану в інший

Параметри систем Параметри – це показники, що характеризують стан системи: температура, тиск, об'єм, густина та ін. Якщо всі параметри системи однакові і не змінюються - стан системи називають - рівноважний. Залежно від сталості певного параметра виділяють системи: Ізобарні (Р =const) Ізохорні (V =const) ізотермічні (T =const)

Функції стану системи Внутрішня енергія системи (U)– це загальний запас енергії системи, що складається з енергії руху і взаємодії молекул, енергії руху і взаємодії ядер і електронів в атомах, молекулах і кристалах, внутрішньоядерній енергії і т.п. Ентальпія (H) Ентропія (S) Вільна енергія Гіббса (G) та Гельмгольца (F)

Ізохорні системи (V = const, A=0) екзотермічна реакція(+Q) ∆U = U2-U1 ∆U <0

ЕНТАЛЬПІЯ U + P∙ V = H – ентальпія – тепловмість системи Q = - H ΔНутв. (кДж/моль) – це тепловий ефект реакції утворення 1 моля речовини з простих речовин при стандартних умовах. Наприклад: Hутв (H2S)= - 20 кДж/моль. Стандартні ентальпії утворення простих речовин дорівнюють нулю!!!

Ізобарні системи (Р = const, A0) Перший закон термодинаміки (1847 Г.Гельмгольц) Теплота, яку отримує система витрачається на зміну внутрішньої енергії і на виконання роботи - Q = U +P V

Закони термохімії Закон Лавуазьє-Лапласа: Ентальпія утворення даної сполуки чисельно дорівнює ентальпії її розкладання з протилежним знаком. Hутв (H2S)= - 20 кДж/моль Hрозкл (H2S)= + 20 кДж/моль

Закон Гесса Тепловий ефект залежить тільки від стану вихідних і кінцевих продуктів, і не залежить від шляху процесу.

Наслідки з закону Гесса Hх.р. =  nHутв. продуктів - nHутв. поч. речовин 2 H2S + 3O2 = 2 SO2 + 2 H2O(р), Hх.р =? Hутв -20 0 -297 -286 (кДж/моль) Hх.р. = 2(-297) +2(-286) – 2(-20) = -1226 кДж

Залежність теплового ефекту від температури Теплоємність (середня) системи дорівнює кількості теплоти, яку необхідно підвести або відвести від цієї системи для зміни її температури на один градус

Залежність теплоємності від температури При сталому тиску теплота отримана системою йде на зміну ентальпії CP=H/T СP= a + bT + cT2 де a,b,c – емпіричні коефіцієнти

Залежність Кірхгофа інтегрування рівняння теплоємності від Т1 до Т2 отримаємо залежність ентальпії від температури (Залежність Кірхгофа)

Принцип Бертло (1867р.): принцип самочинного перебігу хімічних реакцій: Самочинно протікають лише ті процеси, що супроводжуються виділенням теплоти (екзотермічні реакції (H  0) )

Термодинамічна імовірність W Кількість мікростанів, з яких складається макроскопічний стан системи, називається термодинамічною імовірністю W. Термодинамічна імовірність W (або WT) – це величина, що визначає кількість мікростанів, що є можливими при данному макростані:

Ентропія (S Дж/мольК) При фазових переходах типу: т - р (плавлення), р - г (випар), S зростає стрибком.

Ентропія (S Дж/мольК) Кількісною мірою ймовірності стану, невпорядкованості, безладдя – є ентропія S. S = klnW, де k – константа Больцмана 1,38∙10-23 Дж/К ; lnW – логарифм ймовірності стану системи. При фазових переходах типу: т - р (плавлення), р - г (випар), S зростає стрибком.

ІІ – закон термодинаміки (1850 Р.Клаузиус ) Будь-яка ізольована система представлена сама собі змінюється в напрямку такого стану, який характеризується більшим значенням ентропії ІІІ закон термодинаміки (1941 В.Нернст ) При абсолютному нулю ентропія ідеального кристалу дорівнює нулю.

Енергія Гіббса

Енергія Гіббса а) – оборотний процес; б) необоротний процес

Швидкість хімічних реакцій Середня швидкість =  C/   Істинна швидкість = tg

Закон діючих мас (Гульдберг і Вааге, 1867р.) При постійній температурі швидкість хімічної реакції пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин, в ступенях, рівних стехіометричним коефіцієнтам у рівнянні реакції. Наприклад: О2 + 2NO = 2NO2  = k C2 (NO)  C (О2)

Залежність швидкості реакції від температури правило Вант-Гоффа швидкість збільшується приблизно в 24 рази при підвищенні температури на кожні 10 градусів  t = 0   t/10

Енергія активації Еа

Рівняння Арреніуса Залежність швидкості реакції від температури й енергії активації визначається рівнянням Арреніуса: де, А – множник , Еа – енергія активації, R – універсальна газова стала, Т - температура

Каталіз Каталіз – це прискорення хімічної реакції речовиною каталізатором. Каталізатор – речовина, що прискорює хімічні реакції, бере участь у проміжних стадіях реакції, але не змінюється і до складу продуктів не входить

Рівновага Стан системи коли швидкість прямої та зворотної реакції однакові і не змінюються називається хімічною рівновагою прямої = зворотної

Константа хімічної рівноваги Реакція відбувається за рівнянням: А + В  D + E

Зміщення рівноваги Принцип Ле-Шательє: Якщо на систему, що знаходиться в стані рівноваги подіяти зовнішнім фактором, то рівновага зміститься в бік тієї реакції, яка зменшить вказану дію.

Каталізатор Каталізатор – речовина, що прискорює хімічні реакції, але сам якісно і кількісно не змінюється Механізм дії каталізатора - зниження енергії активації за рахунок утворень АПК з реагуючими речовинами А+ C+КA…K…CAC + K АПК

Ферменти (ензими) В 1902 р. в лабораторії І. П. Павлова були одержані докази білкової природи ферменту пепсину. В 1926 р. Дж. Самнер виділив фермент уреазу, який каталізує розщеплення сечовини на аміак і вуглекислий газ На сьогодні відомо більше 2000 ферментів

Склад ферментів Білкова частина – апофермент; Небілкова частина – кофактор може мати неорганічну природу, наприклад

Ферменти - це глобулярні білки, значних розмірів, що значно перевищують речовину, яку перетворюють (субстрат). Основна ділянка – активний центр. Кофактор входить до складу цієї молекулярної ділянки

Каталітичну активність компоненти ферменту проявляють не поокремо, а лише в об’єднаній структурі, яка називається холоферментом

Механізм дії фермента F і S –фермент і субстрат, Р - продукт