основные формулы по химии (часть 3)

Изменение энтальпии обычно относят для стандартногосостояния вещества: т. е. для чистого вещества в определенном (твердом,жидком или газообразном) состоянии, при давлении 1 атм = 101 325 Па,температуре 298 К и концентрации веществ 1 моль/л.
Стандартная энтальпия образования ΔНобр –теплота, выделяемая или поглощаемая при образовании 1 моль вещества из простыхвеществ, его составляющих, при стандартных условиях. Так, например, ΔНобр(NaCl) = -411 кДж/моль. Это означает, что в реакции Na(тв) + ½Cl2(г)= NaCl(тв) при образовании 1 моль NaCl выделяется 411 кДж энергии.
Стандартная энтальпия реакции ΔН  – изменениеэнтальпии в ходе химической реакции, определяется по формуле: ΔН =  ΔНобр (продуктов) – ΔНобр (реагентов).
Так для реакции NH3(г) + HCl(г) = NH4Cl(тв), зная ΔHo6p(NH3)=-46кДж/моль, ΔHo6p(HCl) = -92 кДж/моль и ΔHo6p(NH4Cl) = -315 кДж/мольимеем:
ΔH = ΔHo6p(NH4Cl) – ΔHo6p(NH3) – ΔHo6p(HCl)= -315 – (-46) – (-92) = -177 кДж.
Если ΔН <  0, то реакция экзотермическая.Если ΔН >  0, то реакция эндотермическая.
Закон  Гесса: стандартная энтальпия реакции зависитот стандартных энтальпий реагентов и продуктов и не зависит от пути протеканияреакции.
Самопроизвольно идущие процессы могут быть не толькоэкзотермическими, т. е. процессами с уменьшением энергии ( ΔН<  0), но могут быть и эндотермическими процессами, т. е. процессамис увеличением энергии ( ΔН >  0). Во всех этихпроцессах «беспорядок» системы увеличивается.
Энтропия  S  – физическаявеличина, характеризующая степень беспорядка системы. S – стандартная энтропия,ΔS – изменение стандартной энтропии. Если ΔS > 0, беспорядокрастет, если AS < 0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов вкоторых растет число частиц, ΔS > 0. Для процессов, в которых числочастиц уменьшается, ΔS < 0. Например, энтропия меняется в ходереакций:

СаО(тв) + Н2O(ж) = Са(OH)2(тв), ΔS < 0;
CaCO3(тв) = СаО(тв) + CO2(г), ΔS > 0.
Самопроизвольно идут процессы с выделением энергии,т. е. для которых ΔН <  0, и с увеличением энтропии,т. е. для которых ΔS > 0. Учет обоих факторов приводит квыражению для энергии Гиббса: G = Н – TS  или ΔG = ΔН – Т •ΔS.  Реакции, в которых энергия Гиббса уменьшается, т. е. ΔG< 0, могут идти самопроизвольно. Реакции, в ходе которых энергия Гиббсаувеличивается, т. е. ΔG > 0, самопроизвольно не идут. Условие ΔG= 0 значит, что между продуктами и реагентами установилось равновесие.
При низкой температуре, когда величина Т  близка кнулю, идут лишь экзотермические реакции, так как TΔS  – мало и ΔG= ΔН <  0. При высоких температурах значения TΔS  велико,и, пренебрегая величиной ΔН,  имеем ΔG = – TΔS,  т. е.самопроизвольно будут идти процессы с увеличением энтропии, для которых ΔS> 0, a ΔG < 0. При этом чем больше по абсолютной величинезначение ΔG, тем более полно проходит данный процесс.
Величина AG для той или иной реакции может быть определенапо формуле:
ΔG = ΔСобр(продуктов) – ΔGoбp(реагентов).
При этом величины ΔGoбр, а также ΔНобр  и ΔSoбрдля большого числа веществ приведены в специальных таблицах.

4.2. Химическая кинетика

Скорость химической реакции  (v ) определяетсяизменением молярной концентрации реагирующих веществ в единицу времени:

где v  – скорость реакции, с – молярная концентрацияреагента, t  – время.
Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществи условий протекания реакции (температуры, концентрации, присутствиякатализатора и т. д.)
Влияние концентрации. В  случае простых реакцийскорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ,взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.
Для реакции

где 1 и 2 соответственно направление прямой и обратнойреакции:
v1 = k1 × [А]m × [В]n и
v2 = k2 × [C]p × [D]q
где v  – скорость реакции, k  – константаскорости, [А] – молярная концентрация вещества А.
Молекулярность реакции  – число молекул, участвующихв элементарном акте реакции. Для простых реакций, например: mA + nB → рС + qD,  молекулярность равна сумме коэффициентов (m + n). Реакции могут быть одномолекулярными, двумолекулярными и редкотрехмолекулярными. Реакции более высокой молекулярности не встречаются.
Порядок реакции  равен сумме показателей степенейконцентрации в экспериментальном выражении скорости химической реакции. Так,для сложной реакции
mA + nB → рС + qD  экспериментальноевыражение скорости реакции имеет вид
v1 =  k1 × [А]α × [В]βи порядок реакции равен (α + β). При этом α и βнаходятся экспериментально и могут не совпадать с m  и n  соответственно,поскольку уравнение сложной реакции представляет собой итог нескольких простыхреакций.
Влияние температуры.  Скорость реакции зависит отчисла эффективных столкновений молекул. Увеличение температуры увеличиваетчисло активных молекул, сообщая им необходимую для протекания реакции энергиюактивации  Еакт и увеличивает скорость химической реакции.
Правило Вант-Гоффа.  При увеличении температуры на 10°скорость реакции увеличивается в 2–4 раза. Математически это записывается ввиде:
v2 = v1 × γ (t2 – t1)/10
где v1 и v2 – скорости реакции при начальной (t1) и конечной(t2) температурах, γ – температурный коэффициент скорости реакции,который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции приувеличении температуры на 10°.
Более точно зависимость скорости реакции от температурывыражается уравнением Аррениуса:
k = A × e —E/(RT),
где k  – константа скорости, А  – постоянная,не зависящая от температуры, е = 2,71828, Е  – энергия активации, R=  8,314 Дж/(К × моль) – газовая постоянная; Т – температура (К). Видно, что константа скорости увеличивается с увеличениемтемпературы и уменьшением энергии активации.

4.3. Химическое равновесие

Система находится в равновесии, если ее состояние неизменяется во времени. Равенство скоростей прямой и обратной реакции – условиесохранения равновесия системы.
Примером обратимой реакции является реакция
N2 + 3H2 ↔ 2NH3.
Закон действия масс:  отношение произведенияконцентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ(все концентрации указывают в степенях, равных их стехиометрическимкоэффициентам) есть постоянная, называемая константой равновесия.

Константа равновесия – это мера протекания прямой реакции.
К =  О – прямая реакция не идет;
К =  ∞ – прямая реакция идет до конца;
К >  1 – равновесие сдвинуто вправо;
К <  1 – равновесие сдвинуто влево.
Константа равновесия реакции К  связана с величинойизменения стандартной энергии Гиббса ΔG для этой же реакции:

ΔG = – RT lnK,  или ΔG = -2,3RTlgK,  или К= 10-0,435ΔG/RT Если К >  1, то lgK  > 0 и ΔG< 0, т. е. если равновесие сдвинуто вправо, то реакция – переход отисходного состояния к равновесному – идет самопроизвольно. Если К <  1, то lgK  < 0 и ΔG> 0, т. е. если равновесие сдвинуто влево, то реакциясамопроизвольно вправо не идет. Закон смещения равновесия:  если на систему,находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, в системе возникаетпроцесс, который противодействует внешнему воздействию. 5. Окислительно-восстановительные реакции Окислительно-восстановите льные реакции  – реакции,которые идут с изменением степеней окисления элементов. Окисление  – процесс отдачи электронов. Восстановление  – процесс присоединения электронов. Окислитель  – атом, молекула или ион, которыйпринимает электроны. Восстановитель  – атом, молекула или ион, которыйотдает электроны. Окислители, принимая электроны, переходят в восстановленнуюформу: F2 [ок. ] + 2ē → 2F¯ [восст.]. Восстановители, отдавая электроны, переходят в окисленнуюформу: Na0 [восст. ] – 1ē → Na+ [ок.]. Равновесие между окисленной и восстановленной формамихарактеризуется с помощью уравнения Нернста  дляокислительно-восстановительного потенциала: где Е0  – стандартное значениеокислительно-восстановительного потенциала; n  – число переданныхэлектронов; [восст. ] и [ок. ] – молярные концентрации соединения ввосстановленной и окисленной формах соответственно.