Шпаргалка по дисциплине ""Концепции современного естествознания"

1. Учение о химических процессах, энергетика хим. реакций.

Хим. процесс – это область науки, в которой существует глубокая взаимосвязь физики, химии и биологии, в основе учения лежит хим. термодинамика и хим кинетика.

Всю систему делят на три части:

1)      Реакционная способность в-ва, которая зависит от состава, строения, характеристик хим связей.

2)      Характерные энергетические факторы определяющие возможность процесса – термодинамика.

3)      Выделяется кинетическими связями, которая рассматривает скорость протекания процесса.

Термодинамика изучает процессы, протекающие с поглощением или выделением энергии, в виде теплоты и работы между телами.

Теплота – это мера беспорядочного хаотичного движения частиц.

Работа – это мера у порядочного движения частиц в направленном силовом поле.

Термодинамические величины:

 U – внутренняя энергия

 H - энтальпия

 S - энтропия

 G – энергия Гиббса

Система – это изучаемое тело или группа тел, которые взаимодействуют между собой, мысленно или реально отделены от окр среды и могут быть теплопроводящие или наоборот.

Системы бывают трех видов:

1. Открытая – обменивается с окр средой веществом и энергией.

2. Закрытая – обменивается с окр средой энергией, но не в-вом.

3. Изолированная – не обменивается энергией и веществом.

4. Равновесная – если объем, давление, концентрация, температура, плотность постоянны во времени и пространстве.

Внутренняя энергия – полная энергия частиц, составляющая данные вещества, в нее входят все виды движения частиц. В нее не входят кинетическая и потенциальная энергия системы в целом.

U = Еполная – Екинетическая - Епотенциальная

Она зависит от состояния в-ва: вид в-ва, масса, огрегатное состояние. Абсолютную величину U измерить нельзя, поэтому мы измеряем изменение энергии: U = U2 – U1

Если в системе возникает тепло, то оно будет тратиться на изменение U.          Q = U + W        W = pV

Q - тепло       W – работа        V – объем         p - давление

Q < 0 – эндотермическая система – поглощение t

Q > 0 – экзотермическая система – выделение t

3).Энергия Гиббса – это разница между порядком (Н) и беспорядком (S), с учетом определенной температуры.     G = 8H – TS

Энергия Гиббса – это свободная энергосистема, которая связывает две термодинамические величины энтальпию и энтропию.

При термодинамическом равновесии энергия Гиббса равно 0: G = 0

Самопроизвольный процесс – это процесс протекающий без приложения внешних сил, при этом процессе система теряет способность производить работу.

Хим реакции:

- самопроизвольно G < 0

1. Если реакция экзотермическая сопровождается возрастанием Н < 0; S > 0, при любой Т

2. Если реакция экзотермическая сопровождается возрастанием

Н < 0; S < 0, при Т < 0

3. Если реакция эндотермическая сопровождается возрастанием

Н > 0; S > 0, при Т > 0

- не самопроизвольно G > 0

Особенности живой системы:

1. Открытая система, которая содействует с живыми и окр средой

2. Биологические закономерности присущи живым, ослабляют решающее значение энтропии.

3. Постоянство параметров

4. Неизменность во времени, скорости притока и удаления

2. Управление хим процессами. Катализ.

Кинетика изучает скорость и молекулярный механизм хим реакций.

Задачи : 1. установить зависимость между строениями хим связейи реакционных способностей веществ.

                2. изучить влияние факторов, таких как, давление, Т, концентрация на скорость и механизм хим реакций.

Гетерогенная реакция (каррозия) – у нее обязательно есть раздел фаз.   Fe(k)+2HCl(p)->FeCl2 (t)+H2(p) – каррозия железа

Гомогенная реакция – протекает в системе одной фазы одновременно по всему объему системы      3H2 (г)+N2 (г)->2NH3(г)

Скорость гомогенная измеряется количеством в-ва вступивших в реакцию за единицу времени на единицу объема 

                             гом = n/tV = [моль\мин*см3]

Скорость гетерогенная измеряется

                              гет = n/tS = [моль\мин*см2]

1. Истинная скорость

2. Мгновенная скорость

3. Средняя – за опред промежуток времени     сред=С/ t  

С – концентрация                             t - время

1).Энтальпия системы – это общий запас энергии системы, т.е. это энергосодержание системы. Она больше U на работу расширения.

Написание термодинамических уравнений:

1. Всегда указывается агрегатное состояние, поскольку энергосодержание разное

2. Всегда пишется энергосодержание системы

3. В этих уравнениях приняты дробные коэффициенты

Стандартные условия:

Давление – 101,7 кПаскалей

Температура – 25 С0; 298К

Стандартная энтальпия реакции – это образование 1моль в-ва в стандартных условиях(табличные величины).У простых всегда =0

Закон Лабазы, Лаплас, термодинамика – 1784 год

Для каждого хим соединения теплота разложения равна теплоте образований, то имеет противоположный знак.

Закон Гесса – 1840 год

Тепловой эффект хим реакции зависит от природы и физ состояния исходных и конечных продуктов, но не зависит от пути протекания реакции, т.е. от промежуточных реакций.

С(к)+О2 –> СО2 8Н – 718 кдж

С(к)+1\2О2 –>СО

СО+1\2О2 –>СО2     –> Н = - 718 кдж

Тепловой эффект любой хим реакции равен сумме энтальпий образования полученных продуктов реакции. Минус сумма энтальпий образования исходных с учетом стехиометрических коэффициентов: 

2).Энтропия характеризует беспорядок системы – это мера необратимости процесса, мера перехода энергии в такую форму, из которой она не сможет переходить самопроизвольно в другую.

Для изотермического процесса энтропия вычисляется как отношение энтальпии к температуре:         S = H/T

Ее можно вычислить как абсолютную величину. По закону Гесса:

Sxp=mSкон – n Sисх

Состояние равновесия характеризуется мах энтропией.

Основные факторы самопроизвольного протекания процесса

1.  U < 0                                      3. S >0

2.  H < 0                                      4. G < 0

Факторы протекания реакции:

1. Зависимость скорости реакции от концентрации в-ва (от кол-ва).

1867год – Гульберт и Вааче – основной закон кинетики – закон действующих масс: скорость хим реакций при постоянной Т прямо пропорциональна произведению концентраций реакционных в-в и степени равных стехиометрических коэффициентов.

хр=к[A]ф [B]в

к – удельная скорость – это скорость хим реакций при концентрации в-в равных 1моль\см3. Она зависит от природы реагирующих в-в и Т, не зависит от С – концентрации

В гетерогенных реакциях не учитывается концентрация твердых в-в

хр= к[HCl]2

Кинетическое уравнение – это зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих в-в.

2.  Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гофера: при повышении Т на 100 скоростьреакции повышается на 2,4 раза и наоборот.

- температурный коэффициент

Зависимость от температуры вывел Ареймиус    К = Z

Z = числу 1 моль в 1 минуту      R = 8,31        e – энергия активации

3. Зависимость скорости операций от реагирующих в-в

Чем выше энергия активации, тем ниже скорость.

Если энергия активации меньше 40 кДж\моль, то выход продуктов реакции и скорость максимальны

Если энергия активации больше 10 кДж\моль, то скорость очень большая, т.е практически не протекает

Если от 40 до 10 кДж\моль ,то скорость можно регулировать с помощью катализатора.

Катализатор – увеличивает скорость