Зависимость теплового эффекта реакции от температуры. Уравнение Кирхгоффа

Предмет, задачи и методы физической химии. Основные этапы развития. Роль отечественных и зарубежных ученых в ее развитии Ломоносов, Бекетов основоположники физической химии. Значение физической химии в медицине и фармации.

Физическая химия – наука, в котором изучаются химические свойства веществ на основе физических свойств составляющих их атомов и молекул.

Осн. Задача – выявление детального механизма явлений, изучение и объяснение основных закономерностей, определяющих направление химических процессов, скорость их протекания, влияние на них среды, примесей, излучения и других внешних факторов. Установление связи между строением в-ва и его реакционной способностью.

Название физическая химия введено Ломоносовым, им же дано ее определение, сформулированы предмет и задачи, установлен один из основных законов – закон сохранения массы при химических превращениях. Бекетов внес огромную роль в развитие физ. Химии как самостоятельной науки и учебной дисциплины. На первом этапе развития физич. Химия изучала макроскопические системы и процессы. Сегодня ее структура значительно расширилась. Теперь она включает в себя учение о строение атома, ионов и молекул, коллоидную химию, отдельные разделы фотохимии и электрохимии и др.

Роль в медицине и фармации: У становление химической структуры ЛВ. Учение о фазовых равновесиях позволяет выбирать условия синтеза и очистки ЛП, решать вопросы совместимости при изготовлении ЛФ, предсказывать возможности взаимодействия м.д отдельными компонентами. Учение о растворах является основой для приготовления жидких ЛС. Электрохимические методы анализа применяются в контроле производства ЛВ и в анализе готовых ЛС.

2) Предмет и задачи термодинамики. Системы: изолированные, открытые, закрытые. Состояние систем. Функция состояния. Внутренняя энергия системы. Работа и теплота. Первое начало термодинамики, его математическое выражение.

Термодинамика изучает энергетику физ. и химич. процессов переход энергии м.д телами в виде тепла и работы.

Цель – исследование возможности направления и предела протекания химических реакций при данных условиях. Открытые системы обмениваются с окружающей средой и веществом и энергией. Все живые организмы. Закрытые обмениваются с окруж.средой энергией но не обмениваются массой. Колба закрытая пробкой. Изолированные не обмениваются ни энергией ни веществом. Термос.

Состояние системы – это совокупность физических и химических св-в которыми характеризуется данная система. T, P, V, C – это параметры системы. Могут быть измерены непосредственно. Функция состояния – это термодинамический параметр, изменение которого не зависит от пути протекания процесса а зависит от начального и конечного состояния системы. ΔS, ΔU – изменение внутренней энергии, ΔF, ΔG.

Первое начало термодинамики связывает м.д собой U, A, Q.

δQ=dU+δA Q=ΔU+A U- внутренняя энергия системы, это движение атомов, электронов, ядер за исключением кинетической и потенциальной энергии системы как целого.

[A] [Q] [U] - [Дж] Q – теплота это энергия передаваемая за счет хаотического столкновения молекул двух соприкасающихся тел или систем. А – работа процесс направленный, упорядоченный. «Теплота проведенная к системе тратится на изменение внутренней энергии и работу совершаемую системой»

3) Первое начало термодинамики. Понятие внутренней энергии и работы. Энтальпия – как функция состояния системы. Изохорные и изобарные тепловые эффекты и соотношение между ними.

V – const изохорный процесс.

А= Р * ΔV= P*(V2 - V1) – работа расширения

V – const; ΔV =0

А=0

Qv = ΔV т.о теплота является функцией состояния

Р – const изобарный

Q = (U2 – U1) + P(V2 – V1)

U+PV = H H – (энтальпия) тепловой эффект реакции. Теплосодержание системы.

Qp = H2 – H1 = ΔH Теплота изобарного процесса – функция состояния

Закон Гесса, его значение. Термохимические уравнения. Стандартные теплоты образования и сгорания. Вычисление тепловых эффектов по стандартным теплотам образования и сгорания. Калориметрическое определение теплоты растворения соли.

З-н Гесса математическое выражение Qv = ΔV Qp = ΔH «Теплота изохорного и изобарного процесса являются функцией состояния» 1840г

Qp – Qv = Δn * R* T

Qv меньше Qp

Закон является основой для термохимии, которая занимается расчетом теплового эффекта.

Следствие 1: тепловой эффект реакции равен разности между суммой теплот обра-

зования конечных продуктов и суммой теплот образования исходных ве-

ществ с учетом их стехиометрических коэффициентов:

ΔH°298 р-ии = Σn * ΔH°298 прод - Σn * ΔH°298исх в-в

Теплота образования – это энтальпия реакции образования 1 моль

вещества из составляющих его простых веществ. При этом принимается,

что простые вещества реагируют в виде той модификации и в том агрегат-

ном состоянии, которые отвечают наиболее устойчивому их состоянию при

данной температуре и давлении 1 атм. Для термохимических расчетов ре-

акций, в которых участвуют простые вещества, теплота образования этих

простых веществ условно принята равной нулю.

Следствие 2: ΔH°298 р-ии = Σn * ΔH°298 исх - Σn * ΔH°298прод

Теплота сгорания – это энтальпия реакции окисления кислородом

одного моль данного соединения до образования высших оксидов. В каче-

стве продуктов сгорания элементов С, Н, N, S, Cl (Br) принимают СО2(г.).

Термохимические измерения проводят в специальных приборах – калориметрах. В ходе эксперимента определяют вызванное данным процессом изменение температуры. При работе с калориметром наблюдают частые потери тепла в окружающую среду, что искажает разницу температур начала и конца процесса. Для определения истинного изменения температуры используют графический метод.

Зависимость теплового эффекта реакции от температуры. Уравнение Кирхгоффа.

Теплоемкость – это количество теплоты необходимое для нагревания одного моль вещества на 1 градус.

Сv = (∂H/dT)v изохорн

Cp = (∂H/dT)p Уравнения Кирхгоффа частное производное теплового эффекта

Cp – Сv = R если ΔCp>0 то с увеличением Т тепловой эффект р-ии возрастает.

(∂H/dT)p >0

Если ΔCp = 0 (∂H/dT)p = 0

Если ΔCp < 0 (∂H/dT)p < 0

6) Процессы обратимые и необратимые в термодинамическом смысле. Максимальная и минимальная полезная работа процесса.

Первый закон термодинамики не устанавливает направления тепловых процессов. Однако, как показывает опыт, многие тепловые процессы могут протекать только в одном направлении. Такие процессы называются необратимыми.

Обратимыми процессами называют процессы перехода системы из одного равновесного состояния в другое, которые можно провести в обратном направлении через ту же последовательность промежуточных равновесных состояний. При этом сама система и окружающие тела возвращаются к исходному состоянию.

Максимальная полезная внешняя работа A'max представляет собой работу, которую производит система над внешним теплоизолированным от системы объектом работы в обратимом процессе 1-2 работу, которую должен затратить внешний источник работы, чтобы вернуть систему из состояния 2 в исходное состояние 1 в тех же самых условиях, т.е. работу обратного обратимого процесса 2 - 1 называют минимальной работой; при этом A'max = - A'min

В самом общем случае состоит из двух частей: работы, связанной с изменением объёма, и работы, не связанной с изменением объёма.

7) Второе начало термодинамики и его математическое выражение. Энтропия – функция состояния системы. Изменение энтропии в изолированных системах.

Второе начало термодинамики устанавливает критерии самопроизвольного процесса его направление предел протекания, и количество работы которое при этом получено.

«Тепло не может самопроизвольно переходить от более холодного к более тёплому телу» (Р. Клаузиус).

«Невозможно построить "вечный двигатель второго рода", то есть периодически работающую машину, которая производила бы только подъём груза за счёт охлаждения теплового резервуара» (В. Оствальд).

[S] = [Дж/моль*к]

Эти формулировки тавтологично и строго утверждают, что энтропия есть функция состояния системы. dS=δQ/T Энтропия это функция состояния системы, бесконечно малое количество теплоты к термодинамической температуре.

Изолированные (замкнутые) системы не обмениваются веществом и энергией с окружающим пространством. В таких системах изменение энтропии ΔS = 0 (для обратимых процессов) и ΔS >0 (для необратимых). Все реальные процессы необратимые и поэтому энтропия в изолированной системе для самопроизвольных процессов может только возрастать, что указывает на однонаправленность всех процессов в природе. Этот вывод получил название закона возрастания энтропии.