Вопросы для самостоятельной подготовки к контрольной работе

1. Сформулируйте основные понятия и определения химической термодинамики: система (гомогенная, гетерогенная, открытая, закрытая, изолированная), параметры состояния.

2. Что входит в понятие внутренняя энергии – ΔU вещества (или системы); от каких параметров она зависит?

3. Сформулируйте закон сохранения энергии и примените его для расчета изменения внутренней энергии в ходе процессов. Усвоить термодинамическую систему знаков.

4. Каким параметром обозначается тепловой эффект процессов, протекающих при постоянном давлении, понятие об энтальпии (ΔH)? Какое уравнение связывает энтальпию с внутренней энергией системы.

5. Сформулируйте закон Гесса и следствия из него по энтальпиям образования и сгорания химических соединений.

6. В чем заключается физический смысл энтропии – S? От каких параметров она зависит?

7. По изменению какой термодинамической функции можно судить о направленности химических процессов? Какая формула используется для расчета изменения изобарно-изотермического потенциала?

8. Как связана энергия Гиббса с константой равновесия и как по ее величине можно судить о выходе продуктов реакции?

Задачи для самостоятельного решения

1. Определите изменение внутренней энергии при испарении 2 моль толуола при 30 ⁰С, приняв, что пары толуола подчиняются законам идеального газа. Теплота испарения толуола 31997,6 Дж/моль. Ответ: 88,41 кДж.

2. Газ, расширяясь при постоянном давлении 1,0133 ·10⁵ Па от 25·10^-3 м³ до 75·10^-3 м³, поглощает 12570 Дж теплоты. Определите изменение внутренней энергии системы. Ответ: 7,504 кДж.

3. Рассчитайте тепловой эффект реакции, протекающей в изобарно-изотермических условиях по уравнению

СаСО₃+SiO₂→CaSiO₃+CO_2(Г), ΔH⁰_реак..

Условия стандартные. Укажите к какому типу относится данная реакция - эндо- или экзотермическому.

4. Определите стандартную энтальпию образования доломита (СаСО₃·MgCO₃), если тепловой эффект реакции его разложения, протекающей по уравнению

СаСО₃·MgCO₃→СаО+MgO+2CO_2(Г) равен 303 кДж.

6. В зависимости от температуры реакция

СаО+Н₂О_(Ж)→Са(ОН)₂

может протекать в прямом и обратном направлении. Решите вопрос, рассчитав ΔG⁰_реак., о возможности гашения извести при стандартных условиях.

7. При получении кальцинированной соды идет реакция

2NaHCO₃↔Na₂CO₃+CO_2(Г)+Н₂О_(Г).

Определите возможность протекания данного процесса в стандартных изобарно-изотермических условиях и температуру, при которой наступит состояние термодинамического равновесия.

Литература: [1, гл. 5, §§ 5.3-5.4]; [2, работы 6, 8].

Тема 4. Химическая кинетика и равновесие

Химическая кинетика изучает скорость химических реакций, механизм их протекания. Скорость реакции () зависит от концентрации реагирующих веществ и эта зависимость выражается законом действующих масс, математическое выражение которого для реакции аА + вВ ↔ сАВ имеет вид

 = k  С^а_А  С^в_В, (4.1)

где k – константа скорости;

С_А и С_В – концентрации реагирующих веществ;

а, в – стехиометрические коэффициенты.

Выражение (4.1) называют кинетическим уравнением реакции.

При столкновении частиц, не каждое их столкновение приводит к взаимодействию, взаимодействуют только те частицы, которые в момент столкновения обладают такой энергией, которая достаточна для разрыва связей в молекулах и образования активных частиц, способных к взаимодействию. Величину такой энергии называют энергией активации системы.

Согласно правилу Вант-Гоффа, зависимость скорости реакции от температуры выражается уравнением

, (4.2)

где, γ- температурный коэффициент скорости реакции, принимающий значение от 2-х до 4-х.

Химические реакции делятся на необратимые и обратимые. Если в ходе обратимого процесса скорости прямой и обратной реакции становятся одинаковыми, то в системе наступает состояние химического равновесия. При постоянстве параметров (температуры, давления, концентрации веществ) система может находиться в состоянии равновесия неопределенно долго. Изменение хотя бы одного из этих параметров приводит к тому, что состояние равновесия нарушится и установится новое состояние равновесия. Направление смещения равновесия определяется принципом Ле-Шателье .