- •Часть II рабочая тетрадь
- •Введение
- •1.1. Строение атома и периодическая система
- •1. 2. Химическая связь
- •2.1. Основы химической термодинамики
- •2.2. Химическая кинетика
- •Зависимость скорости реакции от температуры
- •2.3. Химическое равновесие
- •И стехиометрические расчёты
- •Характерные реакции оснóвных оксидов
- •4.1. Общие свойства растворов
- •4.2. Равновесия в растворах электролитов
- •Ионно-молекулярные реакции в растворах электролитов
- •Методы определения рН растворов
- •Гидролиз солей
- •5.1. Окислительно-восстановительные процессы
- •5.3. Электролиз
- •5.4. Коррозия металлов
- •Защитные покрытия
- •Электрохимические методы
- •6.1. Качественный химический анализ
- •6.2. Количественный химический анализ
- •6.3. Физико-химические и физические методы анализа
- •7.1. Общие сведения и методы получения полимеров
- •7.3. Природные полимеры
- •Библиографический список
- •Заключение
2.1. Основы химической термодинамики
ПОДГОТОВКА К ВЫПОЛНЕНИЮ ЗАДАНИЯ
Изучить и усвоить:
· лекцию «Основы химической термодинамики» [Конспект лекций, раздел 2.1].
Цель выполнения задания
∙ Ознакомиться с основными термодинамическими параметрами химических процессов и научиться вести термохимические расчёты;
∙ Усвоить принцип решения вопроса о возможности и направлении самопроизвольного протекания химических процессов в стандартных условиях.
Теоретические сведения
Термодинамическая система ─ тело или группа тел, находящихся во взаимодействии и мысленно выделяемых из окружающего материального пространства. Между отдельными частями термодинамической системы, а также между системой и окружающей средой происходит обмен энергией.
Совокупность всех химических и физических свойств системы характеризует её состояние. Для характеристики состояния системы используются термодинамические параметры, в том числе:
Функции состояния (U, H, S, G) обладают тем общим свойством, что их изменение (Δf) не зависит от пути процесса, а зависит от начального и конечного состояния системы.
Δ f состояния процесса = fсостояния конечных веществ ─ fсостояния начальных веществ.
(продуктов реакции) (исходных веществ)
Термодинамические функции в стандартных условиях (р = 100 кПа, Т = 298 К (25 оС), ν = 1 моль) записываются так: Δ fН0298 (Δ fН0); S0298 (S0); Δ fG0 298 (Δ fG0).
Их значения приводятся в справочной литературе и используются в термодинамических расчётах.
Изменение энергии системы при протекании в ней необратимой химической реакции и условии, что совершается только работа расширения, называется тепловым эффектом химического процесса (ΔrН.).
Если запас энергии у конечных веществ выше чем у начальных, то система пополнила запас энергии за счёт окружающей среды. Такая реакция называется эндотермической и для неё ΔrН > 0.
Когда запас энергии у продуктов реакции меньше, чем у начальных веществ, то система выделила в окружающую среду какое-то количество энергии. Такая реакция называется экзотермической и ΔrН < 0.
Закон Г.И.Гесса гласит: тепловой эффект химических реакций, протекающих при V,Т─const или Р,Т─const, не зависит от пути протекания процесса, а определяется лишь начальным и конечным состоянием системы.
Из закона Гесса следует, что тепловой эффект химического процесса равен разности между суммами энтальпий образования продуктов реакции и исходных веществ:
ΔrН = Σ ν ∙ΔfН (продуктов реакции) - Σ ν ∙Δ fН (исходных веществ), (2.1)
где ν ─ стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.
Раздел химии, изучающий тепловые эффекты, называется термохимией, а реакции, в которых указываются тепловые эффекты ─ термохимическими реакциями. В этих реакциях под формулами веществ понимают их количества, выраженные в моль, а поэтому в уравнениях реакций допустимы как целые, так и дробные коэффициенты.
Самопроизвольными называются процессы, которые идут без внешнего воздействия. Химическая термодинамика вводит функции, определяющие направление самопроизвольного протекания процесса.
Если система изолированная (не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией), то в ней самопроизвольно протекают процессы в сторону увеличения её неупорядоченности (уменьшения упорядоченности). Примером таких процессов может служить распределение воздуха по всему объёму помещения, растворённых частиц по всему объёму раствора, увеличением энтропии сопровождаются химические реакции, в ходе которых увеличивается число моль газообразных веществ.
В неизолированных системах критерием самопроизвольного протекания процесса служит изобарно-изотермический потенциал (энергия Гиббса) − ΔrG. Она учитывает совместное влияние на ход химического процесса энтальпийного и энтропийного факторов и рассчитывается по формуле:
ΔrG = ΔrН – Т ∙ ΔrS. (2.2)
где Т − температура, К;
ΔrS − изменение энтропии в химическом процессе:
Δ r S = Σ ν ∙ Sпродуктов реакции - Σ ν ∙ Sисходных веществ. (2.3)
В необратимых (односторонних) процессах энтальпия уменьшается ΔrН < 0, а энтропия растёт ΔrS > 0, тогда ΔrG < 0. Следовательно, в самопроизвольно протекающих процессах энергия Гиббса уменьшается Δ r G < 0.
ВЫПОЛНЕНИЕ ЗАДАНИЯ
Пример 2.1. При термическом разложении 1 моль карбоната кальция поглощается 178,5 кДж. Какое количество теплоты необходимо для разложения 10 кг СаСО3?
Решение.
Вычислим молярную массу СаСО3 и найдём массу одного моль:
Мr(СаСО3)=(40+12+16·3)=100; М (СаСО3)=100 г/моль; m(1 моль)СаСО3 = 100г.
10 кг СаСО3 составляет 10000 г, или (10000 г : 100 г/моль) = 100 моль.
При разложении 1 моль поглощается 178,5 кДж теплоты, а при разложении 100 моль ─ 17850 кДж.
Упражнение 2.1. При взаимодействии 4,6 г натрия с 6,4 г серы выделяется _____ кДж теплоты (стандартная теплота образования 1 моль Na2S − Δ fН0(Na2S) − равна 372 кДж/моль). 1) 74,4 2) 37,2 3) 45,6 4) 55,8.
Ответ подтвердите расчётом.
________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
Пример 2.2. При разложении 1 моль карбоната кальция поглощается 178 кДж теплоты. Объем выделившегося СО2 при выделении 17,8 кДж теплоты равен ________ литра.
1) 5,6 2) 44,8 3) 22,4 4) 2,24
Решение. В соответствии с уравнением реакции
СаСО3(твёрд.) → СаО (твёрд.) + СО2 (газ)
при разложении 1 моль карбоната кальция выделяется 1 моль углекислого газа, который при нормальных условиях занимает объём 22,4 л. При выделении 17,8 кДж теплоты объем выделившегося СО2 в десять раз меньше (178 кДж : 17,8 кДж + 10), т.е. равен 2,24 л.
Правильный ответ: 4.
Упражнение 2.2. В соответствии с термохимическим уравнением
FeO (твёрд.) + H2 (газ) ↔ Fe (твёрд.) + H2O (газ), ΔrH0 = 23 кДж
для получения 560 г железа необходимо затратить ____ кДж тепла.
1) 23 2) 115 3) 560 4) 230
Ответ подтвердите расчётом.
________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
В упражнениях, приведённых ниже, укажите правильные ответы.
Упражнение 2.3. Термодинамическая функция, характеризующая степень упорядоченности состояния системы, называется …
1) теплоемкостью 2) энтропией 3) внутренней энергией 4) энтальпией
Упражнение 2.4. При переходе от кристаллического состояния вещества к газообразному его энтропия … 1) изменяется хаотично 2) возрастает
3) остается неизменной 4) уменьшается
Упражнение 2.5. Уравнение реакции, для которой энтропия увеличивается, имеет вид
1) С2Н2(г) + 2Н2(г) → С2Н6(г) 2) 2Н2(г) + O2(г) → 2H2O(г) 3) 2СН4(г) → С2Н2(г) + 3Н2(г) 4) 2NО(г) + O2(г) → 2NO2(г)
Упражнение 3.6. В системе, находящейся при постоянном давлении и температуре, самопроизвольно могут протекать процессы, для которых …
1) ΔrS < 0 2) ΔrH > 0 3) ΔrG > 0 4)ΔrG < 0
Пример 2.3. Реакция СО2 (газ) + С (твёрд.) → 2СО (газ), для которой
Δr H0 = 173 кДж, ∆rS0 = 176 Дж/ K, при стандартных условиях самопроизвольно может …
1) протекать в обратном направлении 2) находиться в равновесии 3) протекать в обоих направлениях 4) протекать в прямом направлении
Решение. В неизолированных системах критерием самопроизвольного протекания процесса служит изобарно-изотермический потенциал (энергия Гиббса) − ΔrG, значение которого в стандартных условиях рассчитывается по формуле 2.2:
ΔrG = ΔrН – Т ∙ ΔrS = 173 кДж − 298 К · 0,176 кДж/К = 173 кДж − 52,5 кДж = 120,5 кДж.
В данном случае ΔrG > 0, поэтому реакция самопроизвольно может протекать в обратном направлении. Правильный ответ 1.
Упражнение 2.7. Реакция 2 NO (газ) + O2 (газ) ↔ 2 NO2 (газ), для которой:
Δr H0 = −120 кДж, ∆rS0 = −159 Дж/ K, при стандартных условиях самопроизвольно может
1) протекать в обратном направлении 2) находиться в равновесии 3) протекать в обоих направлениях 4) протекать в прямом направлении
Ответ подтвердите расчётом.
________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
ТИПОВЫЕ КОНТРОЛЬНЫЕ УПРАЖНЕНИЯ
1. Формула для расчёта теплового эффекта химического процесса в условиях p,T − const имеет вид
2. Для получения 22,4 л (н.у.) аммиака по реакции
N2 (газ) + 3H2 (газ) ↔2NH3 (газ), ΔrH = − 93,2 кДж
требуется затратить ________кДж теплоты
1) 46,6 2) 139,8 3) 69,9 4) 93,2
3. Реакция Fe2O3(твёрд.) + 3H2 (газ) → 2Fe(твёрд.) +3H2O (газ), для которой ΔrH0 = 96,6 кДж, ∆rS0 = 138,7 Дж/K при стандартных условиях может … 1) находиться в колебательном режиме 2) протекать в обратном направлении 3) находиться в равновесии 4) протекать в прямом направлении