Закон на Хес - основния закон на термохимия, който гласи, както следва:
Топлината на реакцията зависи от характера и състоянието на изходните материали и крайни продукти и не зависи от начина, по който се осъществява реакция.
Законът открита от руския химик G.I.Gessom през 1840.
Практическото значение на правото на Хес е, че тя позволява да се изчисли топлинните ефекти на различни химични процеси; той обикновено използва редица последици от нея.
Последици от закона на Хес:
ü Топлината от реакцията е равна на сумата от топлини на образуването на реакционни продукти минус сумата от топлини на образуване на изходните материали
ü Загрява (стандартна енталпия) образуване органично съединение е разликата между топлината на изгаряне на прости вещества, от които могат да бъдат получени (С-графит -gaz Н2, S-ромб) и топлината на изгаряне на съединението.
Вторият закон на термодинамиката: Клаузиус формулиране и Thomson. Свободните и свързаните енергия.
Вторият закон гласи, че всички недвижими спонтанно стартираните процеси са необратими
Примери на необратими процеси, разширяване на газове, разтваряне, всички процеси в организма
Топлината не може да се движи спонтанно от по-студено към по-топло тяло (Р. Клаузиус).
Невъзможно е да се използва неодушевен материал непрекъснато получаване на работа на двигателя, охлаждане само всички вещества тегло под най-студената част на температурата на околната среда (W. Thomson)
Свободните и свързаните енергия.
От формулировката на 2 zkona следва, че не всички запаси от вътрешна енергия на системата при постоянна температурни може да бъде превърнато в работа е физичния смисъл на втори закон
Обикновено вътрешната енергия на системата може да бъде представен от U = F + Q
F-свободна енергия (част вътр. Енерджи способен работа)
Tk U и F Fct състояние, а след това # 8710; U = # 8710; F + Q
Тълкуване на ентропията (S) е функция от състоянието на която е мярка за разстройство (нестабилност) система
Изчисляване на S в различни процеси
C-до-моларен топлина
# 8710; S> 0, процесът продължава samoproizv
Ентропията по отношение на класическите термодинамиката (ентропията като мярка на енергия, свързана). Определяне на ентропията, ентропията изчисление вещества в различни процеси (изотермични, изобарно, изохорен) стандарт ентропия, DS химична реакция изчисление. Ентропията свойства.
Ентропия - мярка, свързана с енергия; Количеството на свързания енергия за 1K.
Концепцията за ентропия за първи път е въведен през 1865 година. Рудолф Клаузиус. Той определи промяната в ентропията на термодинамична система по необратим процес като съотношение между общата топлина # 916; Q величина на абсолютната температура Т (т.е., топлина, прехвърля се в системата при постоянна температура).
· Изотермична процес (Т = конст):
· Non-изотермични процеси (изобарно (Р = CONST), изохорен (V = конст)):
Стандартна ентропия (S298) - абсолютна стойност на ентропията е 1 мол на островите, изчислена за стандартни условия.
1. тяло Ентропия при абсолютната нула е нула.
2. Ентропията вещества могат да бъдат положителни, само.
3. ентропията е количество на добавката: ентропията на сложна система е сумата от ентропии на неговите части.
Enthalpy и ентропията фактори, Гибс енергия. Гибс уравнение. DG като мярка за спонтанен поток процеси изобарно-изотермични
Фактори, влияещи върху спонтанен процес:
Entalpiynyy- характеризира с желанието да образуват силни връзки, появата на по-сложни в-а, понижаващи система zhnergii # 8710; H J / мол
Ентропията -stremlenie vrazhedinenyu частици до разстройство, проверка ентропията растеж # 8710; Т J / мол
G-свободно стояща Гибс енергия, от страна на термичния ефект, който може да се превръща в работа
Критерий спонтанен процес
Във всеки затворена система под Р, Т = конст, може като спонтанен процес, който води до намаляване на # 8710; G
ако # 8710; Н<0 и ∆S>0, тогава G<0 –процесс идет самопроизвольно
ако # 8710; H> 0 и # 8710; S<0, то G>0, не е спонтанно STD условия
ако # 8710; Н<0 и ∆S<0 и ∆H>0 и # 8710; S> 0, знакът на G зависи от темпото
8. Класификация на химични реакции. Обратими и необратими реакции, хомогенни и хетерогенни, екзотермични и ендотермични, прости и сложни, последователно верига, конюгирано: определение, примери.
Аз, разбира се, на природата:
-обратим (сол на хидролиза, естерификация);
-необратим (образуване на комплексни съединения, като реакцията се провежда с нарастващи количества енергия освободен: магнезиев изгаряне).
Повечето от р-ции в човешкото тялото се извършват с участието на org.soedineny, те са обратими.
II vnutrireaktsionnoy среда от присъствието на интерфейса:
-хомогенна (равнинен участък линия, поток в рамките фаза 1: хидролиза на efira- zh.faza);
-хетерогенна (появяват в интерфейса)
СаО (т.) + СО2 (гр.) = СаСО3
Интерфейсният M / Z
III в зависимост от броя на етапа:
-прост - бутона в една стъпка
-комплекс - се проведе в няколко етапа
например, реакция между постъпления водороден прекис и йодоводород в два етапа.
IV последователни реакции:
Тези сложни реакции, в която продуктът образувани в предходния етап, субстратът за следващия.
X1 е продукт за етап 1 и етап 2 за субстрат. Почти всички метаболитни процеси в човешкото тяло, са последователни реакции, особено окисление, хидролиза IUD (протеини, въглехидрати)
Това са сложни реакции, протичащи с радикал механизъм.
S- реализациите> P се случва в тях чрез повторение на същите стъпки.
Например, хлориране на метан, липидната пероксидация.
VI Конюгат реакции:
Това са две реакции, една от които може да възникне независимо, а другият само в негово присъствие.
Синтеза на АТФ от АДФ свързан към глюкоза окислителната реакция:
Fn- + ADP> ATP + H2O (G> 0). където
Fn- неорганичен фосфат
Синтез АТР (endergonic реакция) се дължи на Гибс енергията, освободена по време на окислението на глюкоза (реакция ekzergonicheskaya
Зависимост на скоростта на реакция на концентрацията на реагентите (закона за действието на масите). Скоростната константа.
Законът на маса действие, формулиран в 1867 от норвежки учени Guldberg и P. K. Waage: във всеки даден момент прост скорост реакцията е пропорционална на продукта от концентрациите на реагентите, повдигнати на мощност, равна на стехиометрични коефициентите в уравнението.
-за хомогенни реакции:
ZDM математически израз:
K - постоянна скорост.
1.matematicheskoe израз ZDM нарича кинетична уравнение.
2.summa експонати в кинетична уравнението, като правило, не повече от 3.
3.ZDM приложимо само за хомогенен, проста реакция или на отделни етапи на комплекса.
Ако промяната в концентрацията на взаимодействие в скоростта на системата или налягане, скоростта на р-нето се променя в съответствие с нейната кинетична Ур-niem.
Физическият смисъл на скоростната константа.
В случай на хомогенна р-ТА. кинетична Ур-комплект ще имат форма V = к. Заключение: Скоростната константа на химичното вещество. р-ТА (при условие, че концентрацията на реагентите или продукт в съответствие с степени) е равна на 1.
В случай на хетерогенен р-ТА. в кинетична Ур-комплект включва само концентрации в газообразен и течен инча Концентрацията на твърдото вещество в островите. на чиято повърхност се провежда през р-нето. малко по-различно, той се счита за постоянна стойност, тя не е включена в Ур-комплект.
Свързани статии