- •1.Эквивалент. Закон эквивалентов
- •Эквивалент в данной химической реакции
- •Задачи для самостоятельного решения Эквиваленты основных классов соединений, закон эквивалентов
- •Эквивалент в данной химической реакции
- •2. Состав растворов
- •500 Г раствора - 100 %
- •50 Г растворенного вещества - х %,
- •Пересчет См в Сн и наоборот
- •Пересчет Сн и См в массовую долю и обратно
- •Смешение растворов
- •Задачи для самостоятельного решения Массовая доля
- •Молярная и нормальная концентрации
- •Пересчет концентраций в массовую долю и наоборот
- •Смешивание растворов
- •3. Закон эквивалентов для растворов
- •Задачи для самостоятельного решения
- •Реакции окисления-восстановления Классификация окислительно-восстановительных реакций
- •Восстановители и окислители
- •Важнейшие восстановители
- •Составление уравнений овр методом полуреакций
- •Эквивалент вещества в овр
- •Окислительно-восстановительный потенциал. Уравнение Нернста. Эдс реакции
- •Задачи для самостоятельного решения
- •5. Химическая кинетика
- •Влияние концентрации (давления)
- •Влияние температуры
- •137 КДж/моль.
- •Влияние катализатора
- •Химическое равновесие
- •Задачи для самостоятельного решения Необратимые реакции
- •Химическое равновесие
- •6. Элементы химической термодинамики
- •Направление химических реакций
- •Задачи для самостоятельного решения Термохимические расчеты
- •Химическая термодинамика и направление процессов
- •Электролитическая диссоциация. Водородный показатель
- •Расчет концентрации ионов в растворе одного вещества
- •Расчет концентрации ионов в растворе нескольких веществ
- •Задачи для самостоятельного решения
- •8. Гидролиз солей
- •Задачи для самостоятельного решения
- •9. Растворимость. Равновесие осадок - раствор Растворимость
- •Равновесие осадок-раствор. Произведение растворимости.
- •Влияние посторонних веществ на растворимость
- •Задачи для самостоятельного решения Растворимость
- •Равновесие осадок-раствор. Пр
- •Влияние посторонних веществ на растворимость
- •Комплексные соединения
- •Задания для самостоятельной работы
- •11. Электронное строение атомов
- •Физический смысл квантовых чисел
- •Строение электронных
- •Правила заполнения электронных орбиталей
- •Электронное строение атомов и таблица химических элементов
- •Валентность атомов
- •Задания для самостоятельной работы
- •Приложение
- •1.Константы диссоциации воды и некоторых слабых кислот и оснований в водных растворах (0.1 n)
- •2.Произведение растворимости труднорастворимых в воде веществ при 25оС
- •3.Константы нестойкости некоторых комплексных ионов
- •4.Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы некоторых систем в водных растворах при 25оС
- •5.Стандартные энтальпии образования н0f , энтропии s0 и энергии Гиббса образования g0f некоторых веществ
- •Литература
- •Содержание
- •Эквивалент. Закон эквивалентов ............................................ 3
Направление химических реакций
Для протекающих в природе процессов известны две движущие силы:
1) стремление перейти в состояние с наименьшим запасом энергии, выделив ее в ходе процесса (Но 0);
2) стремление перейти в состояние наибольшего беспорядка как в наиболее вероятное состояние.
Количественно последний фактор оценивается изменением энтропии S 0. Энтропию системы S рассматривают как меру неупорядоченности. Согласно закону Больцмана энтропия связана с термодинамической вероятностью системы (w) уравнением
S = klnw,
где k - постоянная Больцмана.
Термодинамическая вероятность равна числу возможных микросостояний, соответствующих данному макросостоянию вещества. Переход системы из более упорядоченного состояния в менее упорядоченное состояние сопровождается ростом энтропии (S 0). Очевидно, что обратный переход связан с усилением энтропии.
Процессы, для которых S 0
1). Расширение газов.
2). Фазовые превращения, в ходе которых вещество переходит из твердого состояния в жидкое или газообразное.
3). Растворение кристаллических веществ.
4). Увеличение количества газообразных веществ (n) при протекании химических реакций (увеличение объема системы).
Например, для реакции
С(гр) + СО2(г) = 2СО(г), n = 1 S 0.
В отличие от внутренней энергии (U) и энтальпии (Н) абсолютные значения энтропии можно определить. Стандартные значения энтропии Sо298 Дж(мольК) веществ приводятся в справочных таблицах. Следует обратить внимание, что Sо298 простых веществ (в отличие от Ноf298) не равны нулю. Поскольку энтропия является функцией состояния, то ее изменение, сопровождающее химические реакции, равно разности сумм энтропий продуктов реакции и исходных веществ. В стандартных условиях
Sо298 = (i Siо298)продукты - (jSj о298)исходные вещества .
В химических реакциях одновременно изменяются и энергия системы, и ее энтропия. Если реакция проводится при р = const, то общую движущую силу реакции определяют изменением изобарно-изотермического потенциала (энергии Гиббса) G и при стандартных условиях вычисляют по формуле
Gо = Но - ТSo.
Условием принципиальной возможности протекания процесса при р = const и Т = const является выполнение неравенства G 0. Следовательно, реакции могут протекать самопроизвольно в сторону уменьшения изобарно-изотермического потенциала.
Поскольку G является функцией состояния системы, то она так же, как Н и S может быть рассчитана по формуле
Gо = (iGiof248)продукты - (jGjof248)исходные вещества
Пример 5
Определить, может ли самопроизвольно протекать в прямом направлении в стандартных условиях реакция
SO2(г)+ NO2(г) SO3(г) + NO(г).
Решение
Для ответа на поставленный вопрос необходимо рассчитать значение Go реакции и по ее знаку определить возможность протекания реакции. Из справочных таблиц находим стандартные энтальпии образования и энтропии веществ и производим расчеты:
Нореак. = (iНiоf298)прод. - (iНjоf298)исх.в.
Нореак. = Ноf298 (SO3) + Ноf298(NO) - Ноf298(SO2) - Ноf298(NO2) =
= -395,2 + 90,37 - (- 296,9 + 33,89) = - 41,82 (кДж) = 41,82 103 (Дж)
S = So(SO3) + So(NO) - So(SO2) - So(NO2) = 256,2 + 210,6 - (248,1 + 240,4) = -21,7(Дж).
Отсюда
Go = Но - ТSо = -41820 - 298 (-21,7) = -35353 Дж.
Go = -35,4 кДж 0.
при 298 К реакция может протекать самопроизвольно в прямом направлении.
Значение Go рассмотренной реакции может быть также рассчитано непосредственно из справочных данных по энергиям Гиббса образования (Gof) веществ, участвующих в реакции. Для этого используем формулу
Gо = (iGiof248)продукты - (jGjof248j)исходные вещества
Gо = -370,4 + 86,57 - (-300,4 + 51,84) = -35,27 кДж.
Сравнение полученной величины с рассчитанной по уравнению Gо = Но - ТSo показывает на их хорошую сходимость.
Пример 6
Рассчитать, при какой температуре становится возможным протекание реакции С(тв) + СО2(г) 2СО(г) в прямом направлении. Считать изменение Но и So не зависимым от температуры. Для расчетов использовать справочные данные.
Решение
Условием самопроизвольного протекания реакции в прямом направлении является Go 0:
Gо = Но - ТSo 0,
откуда
Т Но/So.
Принимая во внимание, что по условию задачи Но и So не зависят от температуры, можно записать
Т Н0298/So298.
Но = 2 Ноf298(С) - Ноf298(СО2) = 2 (-110,5) - (-393,5) = 172,5 кДж.
Sо = 2S298о(СО) - [S298о(С) + S298о(СО2)] = 2 197,4 -( 5,73 + 213,6) = 175,47 Дж/к.
Т 172500/175,47 = 983 К.
Таким образом, при 298 К эта реакция не идет, в чем можно непосредственно убедиться, рассчитав значения
Gо = Но - ТSo = 172500 - 198 175,47 = 120210 Дж 0.
Для обратимых реакций знак Gо позволяет сделать вывод о том, в каком направлении будет протекать реакция (если исходное состояние системы стандартное , концентрации всех веществ равны 1 моль/л, парциальные давления газов - 1 атмосфера) для достижения конечного состояния - состояния равновесия. Если Gо0, то достижению равновесия соответствует протекание прямой реакции, если Gо0 - протекание обратной реакции. Если стандартное (исходное) состояние является равновесным, то Gо=0. Изменение энергии Гиббса при переходе системы из стандартного (исходного) состояния в состояние равновесия (конечное) связано с константой равновесия (К) реакции уравнением Вант-Гоффа
Gо = -RТln K,
где R - газовая постоянная, равная 8,314 Дж/(мольК); Т - температура, К.
Пример 7
Вычислить изменение энергии Гиббса в реакции димеризации диоксида азота (IV) при 298 К. Рассчитать константу равновесия реакции димеризации при этой температуре. Сделать вывод о направлении реакции при этой температуре, если имеются следующие данные.
Вещество |
NO2(г) |
N2O4(г) |
Ноf298 кДж/моль |
33,89 |
9,67 |
Sо кДж/(мольК) |
240,4 |
304 |
Решение
2NO2(г) N2O4(г)
Нореак. = Ноf298(N2O4) - 2 Ноf298(NО2) = 9,67 - 2 33,89 = -58,1 кДж
Sо = S298о(N2O4) - 2 S298о(NО2) = 304 - 2 240,4 = -176,8 Дж/К.
Gо = -5,423 кДж 0.
для достижения равновесия из стандартного состояния с большей скоростью будет протекать прямая реакция - накопление димера. Из уравнения Вант-Гоффа определяем значение К:
Gо = -RT ln K ln К = -Go/(RT) = 5423/(8,314 298) = 2,18,
К= 8,93
Пример 8
Используя справочные данные, найти значение константы равновесия реакции СО(г) + Н2 С(графит) + Н2О(г) при Т = 298 К.
Решение
Gо298 = Gof(Н2О) - Gof(СО) = - 228,6 - (-137,1) = -91,5 кДж.
lg K = 91500/(8,3142,302·298) 16 К = 1016.
В этой реакции К - очень большая величина. Это свидетельствует о том, что равновесие химической реакции сильно сдвинуто вправо (в сторону протекания прямой реакции) по сравнению со стандартным состоянием.