Направленность химических реакций

Понятие о внутренней энергии системы и энтальпии. Теплота реакции, ее термохимические и термодинамические обозначения. Закон Гесса и следствие из него. Оценка возможности протекания химической реакции в заданном направлении.

Фотографирование при производстве следственного действия

Формулирование выводов, составление заключения

Экспертный эксперимент (факультативный этап)

Сравнительное исследование

Раздельное исследование

Оно производится по вполне понятной тематике – общие и частные признаки.

Сравнивается на предмет наличия тождества: сначала общие признаки, если сошлись – частные признаки.

Изучает нюансы следообразования; почему данный признак не проявился, а другие совпали.

Здесь все должно быть ясно

Мы делали съемку при ОМП. Но она также делается и при проверке показания не месте, обыск. Чтобы определить, как будет проводиться фотосъемка, нужно определиться с целью мероприятия.

Энергетический эффект химического процесса возникает за счет изменения в системе внутренней энергии U или энтальпии H.

Энтальпия – индивидуальная термохимическая характеристика вещества, подобная температуре, объему, внутренней энергии. Ее можно рассматривать как запас энергии, накапливаемой веществом при его образовании.

U – сумма кинетической и потенциальной энергий всех частиц, входящих в состав химической системы. Абсолютное значение U₁ , U₂ рассчитать невозможно, можно только ΔU.

ΔH = ΔU + pΔV (pΔV – работа расширения)

Для жидкостей и твердых веществ pΔV→0

ΔH = ΔU

В основе термохимии лежит закон Гесса:

Тепловой эффект химической реакции зависит только от природы и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути, по которому шла реакция, т.е. от числа и характера промежуточных стадий.

Из закона Гесса следует, что тепловой эффект химической реакции равен разности сумм энтальпий продуктов реакции и исходных веществ.

ΔH_(х.р.) = ∑ΔH_(прод.) - ∑ΔH_{(исх. в-в)}

Исходные вещества: Pb, S, O₂.

1 путь: а) Pb + S = PbS + 94,05 кДж/моль b) PbS + 2O₂ = PbSO₄ + 823,46 кДж/моль

Q_(общ.) = 917,15 кДж/моль

2 путь: а) Pb + ½ O₂ → PbO + 778 кДж/моль b) S + 3/2 O₂ → SO₃ + 395,01 кДж/моль

c) SO₃ + PbO → PbSO₄ + 304,722 кДж/моль

Q_(общ.) = 917,15 кДж/моль

ΔН – термодинамическая запись

ΔQ – термохимическая запись

Т.о., если реакция экзотермическая – ΔH < 0, Q > 0

Если реакция эндотермическая – ΔH >0, Q <0

Отсюда вытекает связь между ΔH и Q

Q = - ΔH

1 путь: C + O₂ = CO₂ ΔH₁ = -393,5 кДж/моль

2 путь: а) C + ½ O₂ → CO₂ ΔH₂ = -110,5 кДж/моль

b) CO + ½ O₂ = CO₂ ΔH₃ = -283 кДж/моль

ΔH₁ = ΔH₂ + ΔH₃

Энтальпия образования – теплота, которая выделяется (поглощается) при образовании 1 моль сложного вещества из молекул простых веществ

Теплота образования простых веществ = 0.

За меру химического взаимодействия можно взять тепловой эффект реакции, т.е. если реакция экзотермическая, то реакция возможна. Самопроизвольное протекают и эндотермические реакции (растворение нитратов в воде).

Энтропия (S) – это количественная мера беспорядка в системе.

ΔG - изменение энергии Гиббса

ΔG = ΔH – TΔS < 0

Самопроизвольное протекание реакции, если энергия Гиббса в исходном состоянии больше, чем в конечном.

1. ΔH≈0, тогда ΔG = -TΔS

2. ΔH<0, тогда (экзотерм.) ΔG<0

3. ΔH>0 (эндотерм.), тогда TΔS>>ΔH, ΔG<0

4. ΔS≈0, то ΔH<0, ΔG<0

Дата добавления: 2015-06-04