Класиф. хим. реакц. Сложные реакции

 

Школа магии и волшебства открыта!

Учитель- ведущий. Дети – ученики. Родители-двоечники, которые выросли, а волшебную школу так и не прошли.

РАСПИСАНИЕ УРОКОВ:

«ПРОРИЦАНИЕ» С помощью наводящих вопросов, ребята научатся предсказывать.

«ВОЛШЕБНОПИСАНИЕ» Учитель выдает холст (молоко на блюдце). Дети пищевыми красителями делают капли на молоке. Именинник главный художник, в его распоряжении мыльный чудо-раствор. Добавим его, и изображение поменяется: красители разбегутся в разные стороны. Получившаяся картина - шедевр современного изобразительного искусства. Опыт плавно перетекает в раскраску волос специальными баллонами.

«ТЕЛЕКИНЕЗ» Учитель объясняет, как можно управлять предметами с помощью силы мысли. Опыт «Яйцо в бутылке». Можно ли просунуть в бутылку с узким горлом куриное яйцо? Можно! Если обладать некоторыми знаниями, яйцо само опустится в бутылку и останется целым.

ДОЛГОЖДАННАЯ ПЕРЕМЕНА - танцевальная пауза. Ведущий с детьми разучивает волшебный танец. Ребята заразительно танцуют, вместе с ними в пляс пускается сахар. «ТАНЦУЮЩИЙ САХАР» Сахар немножко глуховат, поэтому свои танцы он исполняет на сабвуфере. Ученики становятся ди-джеями.

Все проголодались, самое время устроить ОБЕД!!!

«ЗЕЛЕНАЯ ЯИЧНИЦА» - эффектный номер-опыт. На пузе именинника готовится самая настоящая яичница. По желанию гостей белок можно окрасить в зеленый цвет. Еда есть, не хватает только напитков!

«ЗЕЛЬЕВАРЕНИЕ» Опыт с лакмусом и сухим льдом, в результате которого появляетсяцветная минералка с паром. Дети говорят тосты-поздравления и пьют это зелье.

Школа пройдена! Осталось сдать ЭКЗАМЕН! Экзамен принимает Джин. Заключительный опыт:

«ДЖИН В ЛАМПЕ» Горлышко лампы закрыто воздушным шариком. Дети загадывают желания и трут лампу. Если Джин доволен успеваемостью, то воздушный шар надувается и Джин исполняет заветное желание. Ну а нет, как Вы понимаете, быть не может.

Чествование именинника!

Ведущий переодевает именинника в костюм академика. Подопытный торт! Поздравлялки!

Класиф. хим. реакц. Сложные реакции

Большинство химических реакций идут не в одну стадию, но и одностадийная реакция может кинетически осложняться, если она обратима. К кинетически сложным реакциям относят также последовательные, параллельные, цепные, фотохимические и некоторые другие.

Особенность обратимых реакций состоит в том, что по мере накопления продуктов реакции возрастает скорость обратной реакции. Если они сравняются, то наступает равновесное состояние.

Система, состоящая из веществ, находящихся в одной фазе назыв гомогенной. Фаза- отдельная часть системы, отделенная от других ее частей хотя бы одной пов-тью раздела

 

20. Предмет хим. термодинамики. Изучением тепловых эффектов реакций занимается термохимия. В термохимии тепловой эффект реакции обозначается Q и выражается в кДж. Термохимия составляет один из разделов химической термодинамики, изучающей переходы энергии из одной формы в другие и от одной совокупности тел к другим, а также возможность, направление и глубину осуществления химических и фазовых процессов в данных условиях. Каждое отдельное вещество или их совокупность представляет собой термодинамическую систему. Если термодинамическая система не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией, ее называют изолированной. Такая идеализированная система используется как физическая абстракция при рассмотрении процессов, исключающих влияние внешней среды. Система, обменивающаяся с окружающей средой только энергией, называется закрытой. Если же возможен энергетический и материальный обмен – система открытая.

Состояние системы определяется термодинамическими параметрами состояния – температурой, давлением, концентрацией, объемом и т. д. Система характеризуется, кроме того, такими свойствами как внутренняя энергия U, энтальпия H, энтропия S, энергия Гиббса G. Из изменение в ходе химических реакций характеризуют ее энергетику системы. Перечисленные свойства системы зависят от температуры, давления, концентрации, поэтому они называются функциями состояния, не зависят от пути процесса и определяются только конечным и начальным состояниеми системы.

 

21 .Вн. энергия и энтальпия Вн энергия- форма энергии, скрытая в вещ-вах и частично освобождающаяся при хим и нек физич процессах

Энтальпия системы (от греч. enthalpo нагреваю), однозначная функция H состояния термодинамической системы при независимых параметрах энтропии S и давлении P, связана с внутренней энергией U соотношением H=U+PV

где V – объем системы.

В химии чаще всего рассматривают изобарические процессы (P = const), и тепловой эффект в этом случае называют изменением энтальпии системы или энтальпией процесса: Q=/\H, /\H=/\U+P/\V

Энтальпия имеет размерность энергии (кДж). Ее величина пропорциональна количеству вещества; энтальпия единицы количества вещества (моль) измеряется в кДж∙моль^–1.

В термодинамической системе выделяющуюся теплоту химического процесса условились считать отрицательной (экзотермический процесс, ΔH < 0), а поглощение системой теплоты соответствует эндотермическому процессу, ΔH > 0.

Уравнения химических реакций с указанием энтальпии процесса называют термохимическими. Численные значения энтальпии ΔH указывают через запятую в кДж и относят ко всей реакции с учетом стехиометрических коэффициентов всех реагирующих веществ. Поскольку реагирующие вещества могут находиться в разных агрегатных состояниях, то оно указывается нижним правым индексом в скобках: (т) – твердое, (к) – кристаллическое, (ж) – жидкое, (г) – газообразное, (р) – растворенное. Например, при взаимодействии газообразных H₂ и Cl₂ образуются два моля газообразного HCl. Термохимическое уравнение записывается так:

Химические реакции, протекающие с выделением тепла, называются экзотермическими, а с поглощением тепла – эндотермическими.

Пользуясь табличными значениями можно рассчитать энтальпии различных химических процессов и фазовых превращений. Основанием для таких расчетов является закон Гесса, сформулированный петербургским профессором Г. И. Гессом «Тепловой эффект (энтальпия) процесса зависит только от начального и конечного состояния и не зависит от пути перехода его из одного состояния в другое».

Анализ закона Гесса позволяет сформулировать следующие следствия:

1. Энтальпия реакции равна разности сумм энтальпий образования конечных и начальных участников реакций с учетом их стехиометрических коэффициентов.

2. Энтальпия реакции равна разности сумм энтальпий сгорания начальных и конечных реагентов с учетом их стехиометрических коэффициентов.

3. Энтальпия реакции равна разности сумм энергий связей E_св исходных и конечных реагентов с учетом их стехиометрических коэффициентов.

4. Энтальпия реакции образования вещества равна энтальпии реакции разложения его до исходных веществ с обратным знаком.

Из вышесказанного видно, что закон Гесса позволяет обращаться с термохимическими уравнениями как с алгебраическими, т. е. складывать и вычитать их, если термодинамические функции отыносятся к одинаковым условиям.

22. Энторопия и ее измен. Энтропия (S) – термодинамическая функция состояния, которая служит мерой беспорядка (неупорядоченности) системы. Возможность протекания эндотермических процессов обусловлена изменением энтропии, ибо в изолированных системах энтропия самопроизвольно протекающего процесса увеличивается ΔS > 0 (второй закон термодинамики).

Л. Больцман определил энтропию как термодинамическую вероятность состояния (беспорядок) системы W.

Размерность энтропии 1 моля вещества совпадает с размерностью газовой постоянной R и равна Дж∙моль^–1∙K^–1. Изменение энтропии в необратимых и обратимых процессах передается соотношениями ΔS > Q / T и ΔS = Q / T. Например, изменение энтропии плавления равно теплоте (энтальпии) плавления ΔS_пл = ΔH_пл/T_пл Для химической реакции изменение энтропии аналогично изменению энтальпии

Энтропия вещества или системы тел при определенной температуре является абсолютной величиной.

энтропия зависит от:

1. Агрегатного состояния вещества. Энтропия увеличивается при переходе от твердого к жидкому и особенно к газообразному состоянию (вода, лед, пар).

2. Изотопного состава (H₂O и D₂O).

3. Молекулярной массы однотипных соединений (CH₄, C₂H₆, н-C₄H₁₀).

4. Строения молекулы (н-C₄H₁₀, изо-C₄H₁₀).

5. Кристаллической структуры (аллотропии) – алмаз, графит.

стремление системы к беспорядку проявляется тем больше, чем выше температура. Произведение изменения энтропии системы на температуру TΔS количественно оценивает эту тенденцию и называется энтропийным фактором.