- •Теоретические основы химии
- •Основные понятия и законы химии Атомно - молекулярное учение.
- •Закон сохранения массы веществ
- •Составление химических уравнений
- •Расчеты по химическим уравнениям
- •Закон постоянства состава
- •Закон кратных отношений
- •Закон объемных отношений
- •Закон Авогадро и молярный объем газа
- •Следствия.
- •Закон эквивалентов
- •Основные классы неорганических
- •2. Разложение некоторых кислородсодержащих веществ (оснований, кислот, солей) при нагревании:
- •Основания
- •Получение оснований
- •Химические свойства оснований
- •Кислоты
- •Классификация кислот
- •Химические свойства кислот
- •Получение кислот
- •Средние соли
- •Химические свойства солей
- •Кислые соли
- •Графическое изображение формул
- •Энергетика химических реакций
- •Химическое равновесие. Константа химического равновесия
- •Энтропия
- •Энергия Гиббса направленность химических процессов
- •Примеры термодинамических расчетов
- •Полученные значения h и s характеризуют процесс испарения SnBr2. Процесс эндотермический, испарение требует нагревания. При испарении энтропия увеличивается.
- •Химическая кинетика. Скорость химической реакции
- •Молекулярность элементарных реакций
- •Уравнение Аррениуса
- •Катализ
- •Смещение химического равновесия
- •3 Влияние температуры на положение равновесия
- •Фазовые равновесия
- •Основные характеристики растворов
- •Растворимость газов в газах
- •Растворимость газов в жидкостях
- •Взаимная растворимость жидкостей
- •Растворимость твердых веществ в жидкостях
- •Растворы неэлектролитов
- •1. Давление насыщенного пара разбавленных растворов
- •2. Давление пара идеальных и реальных растворов
- •3. Температура кристаллизации разбавленных растворов
- •4. Температура кипения разбавленных растворов
- •5. Осмотическое давление разбавленных растворов
- •6. Понятие активности растворенного вещества
- •Слабые электролиты. Константа диссоциации
- •Сильные электролиты
- •PН растворов
- •Произведение растворимости
- •Гидролиз солей
- •Количественные характеристики процесса гидролиза соли.
- •Комплексные соединения
- •Направленность реакций в растворах электролитов
- •Протонная теория Брёнстеда-Лоури
- •В случае взаимодействия нейтральных молекулпродукт реакции (например bf3∙nh3) часто называют аддуктом.
- •Теория сольвосистем
- •Металлы, как типичные восстановители, окисляются до соединений, содержащих атомы металлов в более высоких степенях окисления, в зависимости от природы металла и характера среды:
- •Электродные потенциалы
- •Гальванические элементы
- •Электролиз
- •Законы электролиза
- •Примеры электролиза Расплавы
- •Растворы
- •Хими́ческие исто́чники то́ка
- •Коррозия металлов и методы защиты металлов от коррозии
- •Электрохимическая коррозия
- •Защита металлов от коррозии
- •Строение атома
- •Волновое уравнение. Квантовомеханическое объяснение строения атома
- •Электронная структура атомов и периодическая система элементов
- •Структура периодической системы элементов д.И. Менделеева.
- •Периодичность свойств химических элементов и их соединений
- •Ковалентная связь. Метод валентных связей
- •Способы образования ковалентной связи
- •Гибридизация атомных орбиталей
- •Метод молекулярных орбиталей
- •Ионная связь
- •Водородная связь
- •Квантовомеханические теории строения комплексных соединений
- •1. Теория валентных связей
- •2. Гибридизация орбиталей и структура комплексов
- •3. Теория кристаллического поля.
- •4. Цветность комплексных соединений
Примеры термодинамических расчетов
Задача1. Возможен ли при стандартных условиях процесс взаимодействия азота и кислорода воздуха?
Решение. Значение G можно рассчитать двумя способами. Записываем уравнение реакции с указанием агрегатного состояния веществ. Подписываем под формулой каждого вещества значения H и S, G, взятые из справочника:
(N2) + (O2) = 2(NO)
H, кДж/моль 0 0 90,37
S, Дж/(моль К) 191,5 205,03 210,62
G, кДж/моль 0 0 86,58.
1 способ. Рассчитываем Н и S и приводим эти величины к одним единицам измерения:
Н = 2H(NO) – H(O2) – H(N2) = 2 90,37 – 0 – 0 = 180,74 кДж = 180740 Дж;
S = 2S(NO) – S(O2) – S(N2) = 2 210,62 – 205,03 – 191,5 = 24,71 Дж/К.
G = Н – ТS = 180 740 – 298 24,71 = 173 376 Дж = 173,376 кДж.
2 способ. Изменение энергии Гиббса в ходе реакции можно также рассчитать, зная величины изменения энергии Гиббса образования веществ, участвующих в химическом процессе, по формуле
G = 2G(NO) – G(N2) – G(O2) = 2 86,58 – 0 – 0 = 173,16 кДж.
Полученное значение практически совпадает с рассчитанным первым способом.
Так как G 0, то процесс невозможен при стандартных условиях.
Взаимосвязь стандартной энергии Гиббса и константы равновесия выражается уравнением
G = –RTlnKp.
Пример 2. Определите давление разложения 3[Fe2O3] ⇄ ⇄ 2[Fe3O4] + ½(O2) при 627оС. При какой температуре давление кислорода достигнет 1 атм (101 325 Па)?
Решение. Для определения давления разложения, т. е. давления кислорода, который образуется в данном процессе термического разложения, надо вычислить Кр = р при Т = 627оС = = 900 К.
Запишем процесс и для всех веществ, участвующих в реакции, выписываем из справочника значения H и S:
3[Fe2O3] ⇄ 2[Fe3O4] + ½(O2)
H,кДж/моль –821,22 –1117,71 0
S, Дж/(моль К) 89,96 151,46 205,03.
В соответствии со следствием из закона Гесса:
Н = 2H[Fe3O4] + ½ H(O2) – 3H[Fe2O3] = = 2 (–1117,71) + ½ 0 – 3(–821,22) = 228,54 кДж = 228 540 Дж;
S = 2 S[Fe3O4] + ½ S(O2) – 3S[Fe2O3] = 2 151,46 + + ½ 205,03 – 3 89,96 = 135,555 Дж/К.
Изменение стандартной энергии Гиббса при 900 К находим из соотношения:
Н – ТS, (Н Н, S S).
G = Н – 900S = 228 540 – 900 135,555 = 106 540,5 Дж.
lgKp = == –6,1816;Kp = 6,583 10–7.
Для данного гетерогенного процесса Кр = р, отсюда
Р(О) = (Kp)2 = 4,334 10–13 атм.
Если давление кислорода равно 1 атм то
lgKp = lg1=lg1 = 0 и G = –19,15 Т lgКp = 0.
Найдем температуру, при которой G = 0:
G = Н – ТS = 0, отсюда
Т = == 1686 К.
Следовательно, при температуре 1686 К, когда давление кислорода равно внешнему (1 атм), начнется разложение Fe2O3.
Пример 3. Определить термодинамические характеристики H и S процесса испарения бромида олова (II). Давление насыщенного пара SnBr2 при температуре 516оС составляет 0,13 атм, а при 636оС – 1 атм.
Решение. Для процесса {SnBr2} ⇄ (SnBr2) Kр = РSnBr. Константы равновесия связаны с термодинамическими характеристиками при разных температурах соотношениями:
Kp = Р1 SnBr = 0,13 атм, Kp = Р2 SnBr = 1 атм.
T1 = 516 + 273 = 789 К, T2 = 909 К. Так как ln1 = 0, то из второго уравнения можно выразить H через S (H = 909S) и подставить в первое уравнение:
–8,314 789 ln0,13 = 909S – 789S = 120S;
S = = 111,55 Дж/К.
Тогда H = 909S = 909 111,55 = 101 400 Дж = 101,4 кДж.