Шпаргалка по "Химия"

Например:  Термохимическое уравнение  разложения малахита

(CuOH)2 CO3   =      2CuO + H 2 O  + CO 2 - 47 кДж

Мы видим, что на разложение 1 моля малахита необходимо израсходовать 47 кДж, при этом образуется 2 моля оксида меди, 1 моль воды и 1 моль углекислого  газа. Если мы затратим энергии в 2 раза больше, мы сумеем разложить 2 моля малахита, при этом получим 4 моля оксида меди, 2 моля воды и 2 моля углекислого газа.

Аналогично можно установить пропорциональные отношения,  используя коэффициенты и молярные массы участников реакции.  47 кДж энергии затратится на разложение 94 г малахита, при этом выделится 160 г оксида меди, 18 г воды и 44 г углекислого газа. Пропорция несложная, но,  используя массовые числа, учащиеся часто допускают расчетные ошибки, поэтому я рекомендую решать задачи с пропорциями через количество вещества

Решим задачи:

Задача 1. Определите количество теплоты, которое выделится при образовании 120 г MgO  в результате реакции горения магния, с помощью термохимического уравнения.

2 Mq + O2   = 2MqO + 1204  кДж

Дано:m (Mg0) = 120г

Найти:Q1 -?  

Решение:

1) Определяем количества оксида  магния, используя формулу для  нахождения количества вещества  через массу. 

n = m / M 

n(MqO) = 120г/ 40 г/моль = 3 моль

2) Составляем пропорцию с учетом  коэффициентов в уравнении реакции

По уравнению   2 моля MqO -  1204 кДж

По условию        3 моля MqO -  Q1 

         3 моль* 1204кДж 

 

Q1=    ----------------------- = 1803 кДж

                   2 моль                       =

 

Ответ: При образовании 120г  оксида магния выделится 1803 кДж энергии.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

41.Экзо- и эндотермич. р-ции.

Разность энергий образующихся связей и тех, γ претерпели разрыв проявл-я в виде результирующего теплового эффекта хим. р-ций.

Хим. р-ции, сопровождающиеся выделение тепла наз-ся экзотермическими, р-ции

сопровождающиеся поглащением тепла – эндотермическими. В ходе экзотермич. процессов система теряет тепло, поэтому в экзотермич. р-ях тепловой эффект со знаком (-), в эндотермич. – со знаком (+)

Химические уравнения показывают, какие вещества и в каких соотношениях вступают в реакцию и какие  вещества и в каких соотношениях при этом образуются. Термохимические  уравнения показывают, кроме того, какое количество теплоты выделяется или поглощается:

 С(т) + О2(г) = С02(г) + 402 кДж

N2(r) + О2(г) + 2NO(r) - 180,8 кДж.

Задача. Вычислите, сколько сгорело угля, если при этом ч выделилось 33520 кДж тепла. Тепловой коэф. реакции горения углерода равен 402 кДж.

Решение. С + О2 = С02 + 402 кДж. По уравнению реакции при сгорании 1 моль углерода выделяется 402 кДж тепла. Вычислим количество вещества сгоревшего углерода

Молярная масса углерода равна 12 г/моль. Вычислим массу сгоревшего углерода:

Ответ: сгорело 1000 г угл

42. Теплота образования.

Разность энергий образующихся связей и тех, γ претерпели разрыв проявл-я в виде результирующего теплового эффекта хим. р-ций. Тепловой эффект, соответствующий образованию 1 моля в-ва из устойчивых стандартных условий простых в-в наз-ся теплотой образования данного в-ва. При образовании хим. соединений поглащается или выделяется такое кол-во теплоты, какое выделяется ли поглащается при его разложении на первоначальные составные части.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

43.Энтальпия.

Разность энергий образующихся связей и тех, γ претерпели разрыв проявл-я в виде результирующего теплового эффекта хим. р-ций.

Тепловой эффект хим. р-ций показывает изменение теплосодержания системы и наз-ся энтальпией (Н). Энтальпия простых в-в=0.

Энтальпия системы (от греч. enthalpo нагреваю) – это однозначная функция H состояния термодинамической системы при независимых параметрах энтропии S и давлении P, которая связана с внутренней энергией U соотношением

H = U + PV

 где V – объем системы.

В химии чаще всего рассматривают  изобарические процессы (P = const), и тепловой эффект в этом случае называют изменением энтальпии системы или энтальпией процесса:   ΔH = ΔU + PΔV

Энтальпия имеет размерность энергии (кДж). Ее величина пропорциональна  количеству вещества; энтальпия единицы  количества вещества (моль) измеряется в кДж∙моль–1.

В термодинамической системе выделяющуюся теплоту химического процесса условились считать отрицательной (экзотермический  процесс, ΔH < 0), а поглощение системой теплоты соответствует эндотермическому процессу, ΔH > 0.

Уравнения химических реакций с  указанием энтальпии процесса называют термохимическими. Численные значения энтальпии ΔH указывают через  запятую в кДж и относят  ко всей реакции с учетом стехиометрических  коэффициентов всех реагирующих  веществ. Поскольку реагирующие  вещества могут находиться в разных агрегатных состояниях, то оно указывается  нижним правым индексом в скобках: (т) – твердое, (к) – кристаллическое, (ж) – жидкое, (г) – газообразное, (р) – растворенное

 

 

 

 

 

44.Закон Гесса

Важнейшим законом, лежащим в основе термодинамич

вычислений я-я закон Гесса (или  закон суммы тепловых эффектов). Этот закон утверждает, что тепловой эффект хим. р-ции зависит не от его пути, а от начального и конечного состояния.

1.С+О₂=С О₂

Н=-393,5 кдж/моль

 45.Энтропия (S) харак-ет возможное состояние в-ва и их постоянные изменения. Любому состоянию в-ва, взятому при опр. условиях отвечает большое разнообразие микросостояний. Это обусловлено тем, что частицы в-ва находятся в непрерывном колебательном движении, переходя из одного состояния в др. Энтропия относят к 1 молю в-ва. Значение энтропии будет зависить от агрегатног состояния веществава

Sг>>Sж>>Sт S измеряется в энтропийных единицах, Дж/моль*град. Значение энтропии зависит и от аллотропной модификации в-ва Sал=2,58 э.е.

Sгф=5,73 э.е. Значение энтропии зависит от сложности молекул Sco₂>Sco на 16,2 э.е.

 

 

 

 

 

 

 

 

46. Энергия Гиббса.

Самопроизвольное протекание изобарно-изотермического  процесса определяется двумя факторами: энтальпийным, связанным с уменьшением энтальпии системы (ΔH), и энтропийным T ΔS, обусловленным увеличением беспорядка в системе вследствие роста ее энтропии. Разность этих термодинамических факторов является функцией состояния системы, называемой изобарно-изотермическим потенциалом или свободной энергией Гиббса (G, кДж):

ΔG = ΔH – T ΔS

При ΔG < 0 реакция термодинамически разрешена и система стремится к достижению условия ΔG = 0, при котором наступает равновесное состояние обратимого процесса; ΔG > 0 указывает на то, что процесс термодинамически запрещен

Записав уравнение (4.2) в виде ΔH = ΔG + T ΔS, получим, что энтальпия реакции  включает свободную энергию Гиббса и «несвободную» энергию ΔS · T. Энергия Гиббса, представляющая собой  убыль изобарного (P = const) потенциала, равна максимальной полезной работе. Уменьшаясь с течением химического процесса, ΔG достигает минимума в момент равновесия (ΔG = 0). Второе слагаемое ΔS · T (энтропийный фактор) представляет ту часть энергии системы, которая при данной температуре не может быть превращена в работу. Эта связанная энергия способна лишь рассеиваться в окружающую среду в виде тепла (рост хаотичности системы).

Итак, в химических процессах одновременно изменяются энергетический запас системы (энтальпийный фактор) и степень ее беспорядка (энтропийный фактор, не совершающая работу энергия).

 

 

4.9. Опр-ние возможности протекания р-ции.

Самопроизвольное протекание р-ции возможно при условии, что энергия Гиббса ( G) <0, если G>0, то самопроизвольное протекание невозможно. G=0 м. предположить, что наступило хим. равновесие.

S-энтропия. Н-энтальпия.

Движущие силы химической реакции  обусловлены ее стремлением к  уменьшению запаса энергии, т.е. к уменьшению энтальпии при p = const и ее стремлением к увеличению энтропии.

критерием самопроизвольного протекания химических реакций является отрицательное  значение энергии Гиббса: ΔG < 0

 

   Для экзотермических реакций  (ΔH < 0) величина ΔG также, как правило, меньше нуля, поскольку в уравнении ΔG = ΔH - TΔS при ΔS > 0 вычитаемое будет всегда отрицательным, а при ΔS < 0 - положительным, но небольшим по значению вплоть до очень высоких температур, и, следовательно, не превышающим отрицательного значения ΔH.

 

   Для эндотермических реакций  (ΔH > 0), имеющих ΔS < 0, их протекание  в заданном направлении невозможно  ни при какой температуре, т.к.  всегда ΔG > 0. Для реакций с  ΔS > 0 их протекание возможно, но  только при таких высоких температурах, когда вычитаемое (- TΔS) превысит  положительное значение энтальпии  реакции.

 

Таким образом, принципиальную возможность  протекания химического процесса и  его направление можно определить, рассчитав значение ΔG.

 

   По значению стандартной  энергии Гиббса реакции можно  рассчитать значение константы  равновесия K и сделать вывод о  положении равновесия. Для рассчета энергии Гиббса реакции необходимо использовать выражение:

ΔG° = -RTlnK = -RT·2.3lgK

где R - универсальная газовая постоянная: 8.31441 Дж/(моль·K).

   Для обратимых реакций  можно найти такое значение  температуры, при которой K = 1 и  ΔG° = 0. При этой температуре (она обозначается так: T↔) протекание прямой и обратной реакции равновероятно; эта температура называется температурой равновесия протекания реакции.

   Между энергией Гиббса  реакции и константой равновесия  существует соответствие:

ΔGT > 0     K < 1

ΔGT = 0     K = 1

ΔGT < 0     K > 1

 

 

50. . Скорость хим. р-ций в гомогенных и гетерогенных системах.

Системой в химии принято  назыв рассматриваемые в-ва.В-ва, окр системой назыв внешн средой.Как правило, она физически отделена от системы.

Гомогенной системой наз-ся система, состоящий из 1 фазы, гетерогенной – из нескл. фаз. Фазой назыв часть сист, физич отделённая от других её частей поверхностью раздела.

H₂SO₄+Na₂S₂O₈= Na₂ SO₄+SO₂+S+H₂O

Скоростью гомог р-ций наз-ся кол-во в-ва, γ вступает в р-цию или обр-ся в рез-те р-ции в единице объёма за единицу t

Fe+2HCl=FeCl₂+H₂

Скоростью гетероген. р-ций наз-ся кол-во в-ва, γ вступает или обр-ся на единицу поверхности за ед-цу времени.

51. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость реакции. Необходимым условием того, чтобы между частицами (атомами, молекулами, ионами) исходных веществ произошло химическое взаимодействие, является их столкновение друг с другом (соударение). Точнее говоря, частицы должны сблизиться друг с другом настолько, чтобы атомы одной из них испытывали бы действие электрических полей, создаваемых атомами другой. Только при этом станут возможны те переходы электронов и перегруппировки атомов, в результате которых образуются молекулы новых веществ — продуктов реакции. Поэтому скорость реакции пропорциональна числу соударений, которые претерпевают молекулы реагирующих веществ.

Число соударений, в свою очередь, тем больше, чем выше концентрация каждого из исходных веществ или^что то же самое, чем больше произведение концентраций реагирующих веществ. Так, скорость элементарной реакции

А + В = С

пропорциональна произведению концентрации вещества А на концентрацию вещества В, т. е. вероятности столкновения частиц. Обозначая концентрации веществ А и В соответственно через сд и св, можно написать

у = kCaCb,

где к — коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости данной реакции.

 Влияние изменения условий  при изменения концентрации. Процесс изменения концентраций, вызванный нарушением равновесия, называется смещением или сдвигом равновесия. Если при этом происходит увеличение концентраций веществ, стоящих в правой части уравнения (и, конечно, одновременно уменьшение концентраций веществ, стоящих слева), то говорят, что равновесие смещается вправо, т. е. в направлении течения прямой реакции; при обратном изменении концентраций говорят о смещении равновесия влево — в направлении обратной реакции. В рассмотренном примере равновесие сместилось вправо. При этом то вещество (Н2), увеличение концентрации которого вызвало нарушение равновесия, вступило в реакцию — его концентрация понизилась*

Таким образом, при увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в равновесии, равновесие смещается в сторону расхода этого вещества, при уменьшении концентрации какого-либо из веществ равновесие смещается в сторону образования этого вещества.

При изменении давления. При увеличении давления путем сжатия системы равновесие сдвигается в сторону уменьшения числа молекул газов, т. е. в сторонy понижения давления, при уменьшении давления равновесие сдвигается в сторону возрастания числа молекул газов, т. е. в сторону увеличения давления,

При изменении температуры. При повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической, а при понижении — в направлении экзотермической реакции.

52. Закон действия масс для химической реакции, протекающей при столкновении двух частиц (К. Гульдберг и П. Вааге, 1867 г):

при постоянной температуре скорость элементарной химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Гораздо реже реакция осуществляется в результате одновременного столкновения трех реагирующих частиц. Например, реакция типа

2А + В = А₂В

может протекать путем тройного столкновения:

А + А + В — А₂В.

53.Зависимость скорости реакции от температуры. Молекулярно-кинетическая теория газов и жидкостей дает возможность подсчитать число соударений между молекулами тех или иных веществ при определенных условиях. Если воспользоваться результатами таких подсчетов, то окажется, что число столкновений между молекулами веществ при обычных условиях столь велико, что все реакции должны протекать практически мгновенно. Однако в действительности далеко не все реакции заканчиваются быстро. Это связано с необходимостью преодоления энергетического барьера реакции — энергии активации. Это осуществляют только активные молекулы, имеющие энергию выше, чем Е_а.