Контрольні запитанная

1. Дати визначення основним поняттям хімії: атом, молекула, хімічний елемент, відносна атомна маса, відносна молекулярна маса, кількість речовини, одиниця кількості речовини, молекулярна маса, молярний об'єм газу, еквівалент, еквівалентна маса, еквівалентний об'єм.

2. Основні закони хімії та їх зміст: Закон збереження маси та енергії, закон постійного складу, закон еквівалентів, закон Авогадро.

3. 2,6 г гідроксиду металу обробили сірчаною кислотою і одержали 5,7 г сульфату. Визначте молярну масу еквівалентів металу.

4. Мідь утворює два оксиди, в одному з яких масова доля міді 88,9%, а в другому – 80%. Визначте молярні маси еквівалентів міді в обох оксидах

5. 0,35 г двовалентного металу витиснули з кислоти 209 мл водню, який збирали при 20 ⁰С і тиску 102,3 кПа. Визначте молярну масу еквівалентів металу і молярну масу металу. Який це метал?

6. Розрахувати фактори еквівалентності і еквіваленти Na₂CO₃ в реакціях з соляною кислотою з утворенням кислої солі та вуглекислоти.

7. Метал масою 98,1 г при взаємодії з кислотою витискує 33,6 л водню, виміряного за нормальних умов. Визначте молярну масу еквівалентів металу.

8. Розрахуйте можливі значення молярних мас еквівалентів наступних речовин за їх формулами: H₂SeO₄, Ni(OH)₂, NaHSiO₃, CoOHCI, К₂SO₃.

2 Енергетика хімічних реакцій Теоретична частина

Для термодинамічного опису хімічних систем використовують функції стану – параметри, значення яких залежать тільки від стану системи в даний момент часу.

Функція стану – це така властивість системи, величина якої однозначно визначається для кожного стану системи незалежно від способу його досягнення. До найважливіших термодинамічних функцій стану відносять: внутрішню енергію U, ентальпію Н, ентропію S, енергію Гіббса G.

Величини внутрішньої енергії, ентальпії, енергій Гіббса завжди вимірюють відносно деякого умовно вибраного стану. Саме тому в позначенні цих величин стоїть знак відносної зміни  (U = U₂–U₁, тощо). Термодинамічні функції U, Н, G, відносять до одного моля речовини і виражають в кДж/моль.

Внутрішня енергія U – це усі види енергії руху та взаємодії частинок системи, крім кінетичної та потенціальної енергії системи в цілому.

Більшість хімічних реакцій, що звичайно зустрічаються,

відбувається або при сталому тиску (у негерметичній або відкритій апаратурі), або при сталому обємі (в автоклаві). Вони є відповідно ізобарними (Р = const) або ізохорними (V = const).

Кількісною мірою теплового ефекту в ізохорних умовах Q_v при однакових температурах реагентів та продуктів реакції є величина зміни внутрішньої енергії реакційної системи:

Qv = U.

(2.1)

Під час ізобарного процесу крім зміни внутрішньої енергії, в системі виконується також деяка робота А = РV розширення проти сил зовнішнього тиску за рахунок зміни обєму V. Отже, тепловий ефект реакції при сталому тиску:

Qр = U + РV

(2.2)

Звідси: Q_р = U₂-U₁+ РV₂ – РV₁= (U₂ + РV₂) – (U₁+ РV₁).

Визначимо нову функцію:

H = U + РV

(2.3)

Тоді :Q_р= H, де H- зміна ентальпій реакційної системи.

Ентальпія H – термодинамічна функція стану, зміна якої відповідає тепловому ефекту реакції при постійному тиску.

Перехід енергії в деякому процесі можна розглядати з боку зовнішнього середовища та з боку системи. У термодинаміці теплоту, що виділяється, вважають відємною, а теплоту, що поглинається – додатньою. У термохімії – протилежна система знаків. Тому:

для екзотермічної реакції Q_{р т.х.} 0, H  0,

для ендотермічної Q_{р т.х.}  0, H  0.

Термохімічним називають хімічне рівняння, в якому наведено також тепловий ефект реакції. Суттєво, що в таких рівняннях слід зазначати агрегатний стан речовин: (т)- - твердий, (р) – рідкий, (г) – газоподібний.

Наприклад: 4FeO_(т) + O_2(г) = 2Fe₂O_3(т) ; H^о = -584 кДж

або 4FeO_(т) + O_2(г) = 2Fe₂O_3(т) + 584 кДж.

Наведена реакція є екзотермічною ( H  0, Q_р 0).

Верхнім індексом “^о” біля символу ентальпії позначається стандартний стан речовини, нижнім індексом надається значення температури: H^о_Т.

Стандартним є стан чистої речовини у вказаному агрегатному стані і модифікації при тиску 1,0110⁵ Па (1 атм) і температурі Т. Стандартною є температура 298,15 К (25^оС).

Внутрішня енергія, ентальпія й енергія Гіббса простих речовин у їх стійких модифікаціях (наприклад, газоподібного кисню О₂, вуглецю у виді графіту) у стандартному стані і при стандартній температурі умовно приймаються рівними нулю.

У довідниках звичайно приводять значення термодинамічних функцій різних речовин при Р = 1 атм і Т = =298 К, які називають відповідно стандартними

Стандартна ентальпія утворення H^о₂₉₈ складної речовини – зміна ентальпії в процесі утворення одного моля її з простих речовин у найбільш стійкому стані за стандартних умов.

Термодинаміка хімічних реакцій характеризується змінами термодинамічних функцій U, H, S, G при їхньому перебігу.

Стандартною ентальпією H^о_Т (ентропією S^о_Т, енергією Гіббса G ^о_Т) реакції називають зміни цих функцій при такому протіканні даної реакції, коли кожна з вихідних речовин і кожен із продуктів реакції знаходяться у стандартному термодинамічному стані.

Тому що величини U, H, S, G є функціями стану, їхні зміни залежать тільки від кінцевого (2) і початкового (1) станів системи, але не від шляху (проміжних стадій) процесу. Історично це положення було вперше сформульоване для U_х.р. і H_х.р. як закон Г.І. Гесса (1840 р.).

Стосовно до хімічної реакції аА+bВ=сС+dD (тут А,В,С,D–формули речовин, а а, b, с, d – стехіометричні коефіцієнти), сказане означає , що:

Фх.р. = (сФС + d ФD ) – ( aФА + bФВ )

(2.4)

Тобто зміна будь-якої термодинамічної функції в хімічній реакції Ф_х._р. ( де Ф = U, або H, або S, або G ) дорівнює сумі значень цієї функції для продуктів реакції (2) за відрахуванням суми значень для вихідних речовин (1).

Закон Гесса лежить в основі термохімії – науки, що вивчає теплові ефекти реакцій. Закон Гесса дозволяє відноситися до термохімічних рівнянь як до алгебраїчних: їх можна додавати, віднімати, помножувати на постійне число, тощо. Беручи до уваги, що теплові ефекти слабко залежать від температури, можна вважати:

ΔH^0T ≈ ΔH^0298

(2.5)

Ентропія S - функція стану, що відбиває ступінь невпорядкованості у взаємному розташуванні і русі частинок системи.

На відміну від інших термодинамічних функцій, для величини ентропії речовини можна визначити абсолютні S (а не відносні S) значення при різних температурах. Це пояснюється тим, що при температурі, що наближається до абсолютного нуля (Т0), ентропія всіх речовин у стані ідеальних кристалів наближається до нуля.

Ентропія має розмірність енергії, віднесеної до температури і виражається в Дж/(моль К). Ентропія зростає при нагріванні речовини, при переході із кристалічного в рідкий і із рідкого в газоподібний стан, при розчиненні кристалів, розширенні газів, при реакціях, що приводять до збільшення числа частинок і особливо частинок у газоподібному стані (поясніть причини).

Розрахунок зміни ентропії хімічної реакції, як функції стану, роблять по рівнянню (1). Але можна робити висновок про зміну ентропії по рівнянню реакції і без кількісних розрахунків.

Напрямок процесів у природі і техніці, що перебігають самодовільно, визначається конкуренцією двох чинників: тенденцією до зниження енергії (U  0 або Н  0) і прагненням до підвищення хаотичності розподілу і руху частинок (S  0). Для ізобарно-ізотермічних умов (Р і Т – const), що найчастіше зустрічаються, критерієм можливості самодовільного перебігу процесу є знак зміни термодинамічної функції G, що називається енергією Гіббса

G = Н - Т S

(2.6)

При G  0 пряма реакція термодинамічно можлива; при G  0 – пряма реакція неможлива, але може протікати зворотна реакція; рівність G = 0 є умовою термодинамічної рівноваги.

Роль ентропійного фактора ТS (прагнення до хаотичності) зростає з ростом температури. При низьких температурах переважає ентальпійний фактор, і більш ймовірним стає протікання екзотермічних (Н  0) реакцій. У загальному випадку температурний інтервал, у якому реакція термодинамічно можлива, залежить від співвідношення знаків і величин Н і S (табл. 2.1.).

Для ізольованих систем, що не обмінюються з навколишнім середовищем ні речовиною, ні енергією, умовою самодовільного протікання процесів є збільшення ентропії: S  0 .

Таблиця 2.1 - Спрямованість протікання реакцій при різних знаках Н і S

Знак зміни функції			Можливість самодовільного протікання реакції
Н	S	G
	+		Можлива при будь-яких температурах
			Можлива при досить низьких температурах (Т < H/S)
+	+		Можлива при досить високих температурах (Т > H/S)
+		+	Неможлива при будь-яких температурах

При температурах, відмінних від стандартної, Gприблизно розраховують по рівнянню:

G Н  Т S

(2.7)