Следствие из Закона Гесса

Тепловой эффект реакции равен сумме энтальпии образования продуктов минус энтальпии образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.

aA+bB=cC+dD

ΔH=cΔH(C)+dΔH(D)-aΔH(A)-bΔH(B)

 

Энтропия – это мера беспорядка системы, состоящая из многих элементов.

ΔS≥Q/T

Второй закон термодинамики: все самопроизвольные процессы в замкнутой неравновесной системе происходят в таком направлении, при котором энтропия системы возрастает; в состоянии теплового равновесия она максимальна и постоянна.

 

Изменение энтропии в физико-химических процессах.

ΔS=S₂-S₁

Условия самопроизвольного протекания химической реакции

ΔH	ΔS	T
-	+	При любых t (самопроизв.)
+	-	Не при каких t (не будет сам.)
+	+	При высоких t (самопроизв.)
-	-	При низких t (самопроизв.)

Энергия Гиббса

Энергия Гиббса характеризует максимальную полезную работу, совершаемой системой. Если в ходе реакции:

ΔG=0 (система находится в состоянии равновесия)

ΔG>0 (в прямом направлении реакции невозможны, протекает только в обратном)

ΔG<0 (реакция может протекать самопроизвольно)

 

Способы расчета ΔG реакции

1) По уравнению Гиббса

 

ΔG= ΔH-Т ΔS (Т=t+273)

2) По следствию из закона Гесса

ΔG_реак.= ΔG_пр. – ΔG_исх.

По уравнению Гиббса

2) По следствию из закона Гесса

ΔG_реак.= ΔG_пр. – ΔG_исх.

 

Дисперсные системы.

Дисперсные системы. Классификации дисперсных систем. Термодинамика процесса растворения. Способы выражения концентрации растворов. Свойства растворов неэлектролитов (осмос и осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Закон Рауля. Кипение и кристаллизация растворов). Растворы электролитов. Изотонический коэффициент Вант-Гоффа. Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Диссоциация кислот, солей и оснований. Сила электролитов (слабые и сильные). Константа и степень диссоциации. Активность. Коэффициент активности. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. рН и рОН. Произведение растворимости. Условия образования и растворения осадка. Обратимые и необратимые реакции. Условия смещения ионных равновесий.

Дисперсные системы – это система, образованная из двух или более фаз (тел), которые совершенно или практически не смешиваются и не реагируют друг с другом химически.

Классификации дисперсных систем:

· Взвеси. R>10^-7. Система непрочна, распределенные вещества самопроизвольно оседают вниз или поднимаются наверх.

· Молекулярные или истинные растворы. R<10^-9. Система устойчива, не разделяется при сколь угодном стоянии

· Коллоидные растворы. 10^-9<R<10^-7

В зависимости от агрегатного состояния распределенного вещества, взвеси подразделяют на эмульсии (в жидком состоянии) и суспензии (твердое).