Основи хімічної термодинаміки та хімічної кінетики. Лекція на тему: "Загальні закономірності хімічних процесів

Лекція 1. Хімічна термодинаміка. Хімічна кінетика та каталіз ПЛАН 1. Основні поняття термодинаміки. 2. Термохімія. 3. Хімічна рівновага. 4. Швидкість хімічних реакцій. 5. Вплив температури на швидкість реакції. 6. Явище каталізу. Підготували: к.х.н., доц. Іванець Л.М., ас. Козачок С.С. Лектор асистент кафедри фармацевтичної хімії Козачок Соломія Степанівна

Термодинаміка - Термодинаміка - це розділ фізики, що вивчає взаємні перетворення різних видів енергії, пов'язаних з переходом енергії у формі теплоти та роботи. Велике практичне значення термодинаміки в тому, що вона дозволяє розрахувати теплові ефекти реакції, заздалегідь вказати на можливість або неможливість здійснення реакції, а також умови її проходження.

Внутрішня енергія Внутрішня енергія - кінетична енергія всіх частинок системи (молекул, атомів, електронів) та потенційна енергія їх взаємодій, крім кінетичної та потенційної енергії системи загалом. Внутрішня енергія є функцією стану, тобто. її зміна визначається заданим початковим та кінцевим станами системи та не залежить від шляху процесу: U = U 2 – U 1

Перший закон термодинаміки Енергія не зникає безвісти і не виникає з нічого, а тільки переходить з одного виду в інший в еквівалентній кількості. Вічний двигун першого роду, тобто машина, що періодично діє, яка дає роботу, не витрачаючи при цьому енергії, неможливий. Q = U + W У будь-якій ізольованій системі загальний запас енергії зберігається незмінним. Q = U + W

Тепловий ефект хімічної реакції при постійному V або р не залежить від шляху проходження реакції, а визначається природою та станом вихідних речовин та продуктів реакції Закон Гесса Н 1 Н 2 Н 3 Н 4 Вихідні речовини продукти реакції Н 1 = Н 2 + Н 3 + Н 4 Н 1 = Н 2 + Н 3 + Н 4

Другий закон термодинаміки, як і перший, є наслідком багатовікового людського досвіду. Існують різні формулювання другого закону, але вони визначають напрямок мимовільних процесів: 1. Теплота не може мимоволі переходити від холодного тіла до гарячого (постулат Клаузіуса). 2. Процес, єдиним результатом якого є перетворення теплоти на роботу, неможливий (постулат Томсона). 3. Не можна побудувати машину періодичної дії, яка лише охолоджує тепловий резервуар та виконує роботу (перший постулат Планка). 4. Будь-яка форма енергії може повністю перетворитися на теплоту, але теплота перетворюється на інші види енергії лише частково (другий постулат Планка).

Ентропія – термодинамічна функція стану, тому її зміна залежить від шляху процесу, а визначається лише початковим і кінцевим станами системи. тоді S 2 - S 1 = ΔS = S 2 - S 1 = ΔS = Фізичне значення ентропії - це кількість пов'язаної енергії, яка віднесена до одного градуса: в ізольованих системах, напрямок перебігу мимовільних процесів визначається зміною ентропії.

Характеристичні функції U – функція ізохорно-ізоентропійного процесу: dU = TdS – pdV. Для довільного процесу: U 0 Н – функція ізобарно-ізоентропійного процесу: dН = TdS + Vdp Для довільного процесу: Н 0 S – функція ізольованої системи Для довільного процесу: S 0 Для довільного процесу: S 0 F – функція ізохорно-ізотермічного процесу dF = dU - TdS. Для довільного процесу: F 0 G – функція ізобарно-ізотермічного процесу: dG = dH-TdS Для довільного процесу: G 0

Класифікація хімічних реакцій за кількістю стадій Прості протікають в один елементарний хімічний актСкладні протікають в кілька стадій Зворотна реакція А В Зворотна реакція: А В Паралельні: В А С Послідовні: АВС Поєднані: А D Сполучені: А D С В Е В Е

Вплив температури на швидкість реакції Вплив температури на швидкість ферментативних реакцій t t

Порівняння Вант-Гоф: Розрахунок терміну придатності ліків за методом "прискореного старіння" Вант-Гоф: при t 2 t 1 Температурний коефіцієнт швидкості:

Основні поняття та закони хімії. Хімічний зв'язок. Будова та властивості речовини

1. Які речовини називають простими? Складними? З наведених речовин виберіть прості: СО, 3, СаО, К, Н 2 , Н 2 О.

2. Які речовини називають оксидами? Кислотами? Підставами? Солями?

3. З наведених оксидів – SO 2 , CaO, ZnO, Cr 2 O 3 , CrO, P 2 O 5 , CO 2 , Cl 2 O 3 , Al 2 O 3 – виберіть основні, кислотні та амфотерні.

4. Які солі відносять до кислих, основних, середніх, подвійних, змішаних, комплексних?

5. Назвіть такі сполуки: ZnOHCl, KHSO 3 , NaAl(SO 4) 2 . До якого класу з'єднань вони належать?

6. Що називають основою кислоти?

7. З наведених гідроксидів виберіть амфотерні: Fe(OH) 2 , KOH, Al(OH) 3 , Ca(OH) 2 , Fe(OH) 3 , Pb(OH) 2 .

8. Що називають схемою реакції? Рівняння реакції?

9. Як називають числа, що стоять у рівнянні реакції? Що вони демонструють?

10. Як перейти від схеми реакції рівняння?

11. З якими речовинами вступають у взаємодію основні оксиди? Амфотерні оксиди? Кислотні оксиди?

12. З якими речовинами вступають у взаємодію основи?

13. З якими речовинами вступають у взаємодію кислоти?

14. З якими речовинами вступають у взаємодію солі?

15. Визначте масові частки елементів азотної кислоти HNO 3.

16. Які метали взаємодіють із лугами?

17. Які метали взаємодіють із розчинами сірчаної та соляної кислот?

18. Які продукти утворюються при взаємодії металів із азотною кислотою різної концентрації?

19. Які реакції називають реакціями розкладання? З'єднання? Заміщення? Окисно-відновними?

20. Складіть рівняння реакцій: CrCl 3 + NaOH→; CrCl 3 + 2NaOH→; CrCl 3 + 3NaOH→; CrCl 3 + NaOH (надлишок) →.

21. Складіть рівняння реакцій: Al + KOH →; Al+KOH+Н2О →.

22. Що називають атомом? Хімічним елементом? Молекулою?

23. Які елементи належать до металів? Неметаллам? Чому?

24. Що називають хімічною формулою речовини? Що вона вказує?

25. Що називають структурною формулою речовини? Що вона вказує?

26. Що називають кількістю речовини?

27. Що називають молем? Що він демонструє? Яка кількість структурних одиниць міститься у молі речовини?

28. Які маси елементів зазначені у Періодичній системі?

29. Що називають відносними атомними, молекулярними масами? Як їх визначають? Які їхні одиниці виміру?

30. Що називають молярною масою речовини? Як її визначають? Яка її одиниця виміру?

31. Які умови називають нормальними умовами?

32. Який обсяг займає 1 моль газу за н.у.? 5 моль газу за н.у.?

33. З чого складається атом?

34. Із чого складається ядро ​​атома? Який заряд має ядро ​​атома? Чим визначається заряд ядра атома? Чим визначається маса ядра атома?

35. Що називають масовим числом?

36. Що називають енергетичним рівнем? Скільки електронів розташовано на окремому енергетичному рівні?

37. Що називають атомною орбіталлю? Як її зображають?

38. Що характеризує основне квантове число? Орбітальне квантове число? Магнітне квантове число? Спинове квантове число?

39. Який зв'язок між головним та орбітальним квантовими числами? Між орбітальним та магнітним квантовими числами?

40. Як називають електрони с = 0? = 1? = 2? = 3? Скільки орбіталей відповідає кожному з даних станів електрона?

41. Який стан атома називають основним? Збудженим?

42. Скільки електронів може розташовуватися на одній атомній орбіталі? Чим вони відрізняються?

44. Скільки та які підрівні можуть розташовуватися на першому енергетичному рівні? На другому? На третьому? На четвертому?

45. Сформулюйте принцип найменшої енергії, правила Клечковського, принцип Паулі, правило Хунда, періодичний закон.

46. ​​Що періодично змінюється для атомів елементів?

47. Що спільного елементи однієї підгрупи? Одного періоду?

48. Чим відрізняються елементи основних підгруп від елементів побічних підгруп?

49. Складіть електронні формули іонів Сr+3, Са+2, N-3. Яка кількість неспарених електронів мають вказані іони?

50. Яку енергію називають енергією іонізації? Спорідненістю до електрона? Електронегативністю?

51. Як змінюються радіуси атомів та іонів у групі та в періоді Періодичної системи Д.І. Менделєєва?

52. Як змінюються електронегативності атомів у групі та в періоді Періодичної системи Д.І. Менделєєва?

53. Як змінюються металеві властивості елементів та властивості їх сполук у групі та в періоді Періодичної системи Д.І. Менделєєва?

54. Складіть формули вищих оксидів алюмінію, фосфору, брому, марганцю.

55. Як визначається кількість протонів, нейтронів та електронів в атомі?

56. Скільки протонів, нейтронів та електронів міститься в атомі цинку?

57. Скільки електронів і протонів міститься в іонах Сr +3 Са +2 N -3 ?

58. Чи сформулюйте закон збереження маси? Що залишається постійним під час протікання будь-якої хімічної реакції?

59. Який параметр залишається постійним у ізобарних хімічних реакціях?

60. Сформулюйте закон сталості складу. Для речовин якої структури він справедливий?

61. Сформулюйте закон Авогадро та наслідки з нього.

62. Якщо щільність газу азотом становить 0,8, то яка молярна маса газу?

63. У разі зміни яких зовнішніх параметрів змінюється молярний об'єм газу?

64. Сформулюйте об'єднаний газовий закон.

65. Для рівних обсягів різних газів за одних і тих самих умов маси газів будуть рівні?

66. Сформулюйте закон Дальтона. Якщо загальний тиск суміші азоту та водню становить 6 атм., а об'ємний вміст водню 20%, то які парціальні тиски компонентів?

67. Запишіть рівняння Менделєєва-Клапейрона (стану ідеального газу).

68. Яку масу має суміш газів, що складається з 11,2 л азоту та 11,2 л фтору (н.у.)?

69. Що називають хімічним еквівалентом? Молярною масою еквівалента?

70. Як визначають молярні маси еквівалентів простих та складних речовин?

71. Визначте молярні маси еквівалентів наступних речовин: О 2 , Н 2 О, СаСl 2 , Са(ОН) 2 , Н 2 S.

72. Визначте еквівалент Bi(OH) 3 у реакції Bi(OH) 3 + HNO 3 = Bi(OH) 2 (NO 3) + H 2 O.

73. Сформулюйте закон еквівалентів.

74. Що називають молярним обсягом еквівалента речовини? Як його визначають?

75. Сформулюйте закон об'ємних відносин.

76. Який обсяг кисню знадобиться на окислення 8 м 3 водню (н.у.) за реакцією 2H 2 + O 2 ↔ 2H 2 O?

77. Який обсяг хлороводню утворюється при взаємодії 15 л хлору та 20 л водню?

78. Що розуміють під хімічним зв'язком? Укажіть характеристики хімічного зв'язку.

79. Що є мірою міцності хімічного зв'язку?

80. Що впливає розподіл електронної щільності?

81. Що визначає форму молекули?

82. Що називають валентністю?

83. Визначте валентності азоту в таких сполуках: N 2 , NH 3 , N 2 H 4 , NH 4 Cl, NaNO 3 .

84. Що називають ступенем окиснення?

85. Який зв'язок називають ковалентним?

86. Вкажіть властивості ковалентного зв'язку.

87. Як змінюється полярність зв'язку серед КI, КBr, КCl, КF?

88. Молекули якої речовини неполярні: кисень, хлороводень, аміак, оцтова кислота.

89. Що розуміють під гібридизацією валентних орбіталей?

90. Визначте типи гібридизації центральних атомів у таких речовинах: фторид берилію, хлорид алюмінію, метан.

91. Як впливає тип гібридизації на просторову будову молекул?

92. Який зв'язок називають іонним? Під впливом яких сил вона з'являється?

93. Який зв'язок називають металевим?

94. Які властивості мають речовини з металевим типом хімічного зв'язку?

95. Чому дорівнює максимальне число зв'язків, яке може утворюватися між двома атомами в молекулі?

96. Як визначається абсолютна електронегативність атома елемента?

97. Розташуйте елементи у порядку зростання їх електронегативності: Fe, C, Ag, H, Cl.

98. Що називають дипольним моментом зв'язку? Як його розраховують?

99. Які особливості мають речовини з атомною кристалічною решіткою? З молекулярними кристалічними ґратами?

100. Який зв'язок називають водневим? Від чого залежить її міцність? Між молекулами якихось неорганічних речовин вона виникає?

Термодинаміка та кінетика хімічних реакцій

1. Що вивчає термодинаміка?

2. Що називають термодинамічною системою? Які види систем є?

3. Що називають параметрами стану? Які параметри називають інтенсивними, екстенсивними? Назвіть основні параметри хімічної системи.

4. Що називають процесом? Мимовільним процесом? Циклом? Рівноважним процесом? Нерівноважним процесом? Оборотним процесом?

5. Що називають фазою? Гомогенною, гетерогенною системою?

6. Що називають функцією стану?

7. Що характеризує внутрішня енергія U? Від чого залежить внутрішня енергія?

8. Що називають теплотою Q? Які реакції є екзотермічними, ендотермічними? Як при їх протіканні змінюється теплота та ентальпія?

9. Що називають роботою p∆V?

10. Сформулюйте перший закон термодинаміки. Запишіть його математично.

11. Сформулюйте перший закон термодинаміки для ізотермічного, ізохорного та ізобарного процесів.

12. Що називають ентальпією?

13. Що називають тепловим ефектом реакції? Від чого залежить тепловий ефект?

14. Яке рівняння називають термодинамічним? Термохімічним?

15. Які умови називають стандартними?

16. Що називають ентальпією реакції? Стандартною ентальпією реакції?

17. Що називають ентальпією утворення речовини? Стандартною ентальпією утворення речовини?

18. Який стан речовини є стандартним? Чому дорівнює ентальпія утворення простої речовини у стандартному стані?

19. Ентальпія утворення H 2 SO 3 за величиною дорівнює тепловому ефекту реакції: H 2(г) + S (тв) + 1,5О 2(г) H 2 SO 3(ж); H 2(г) + SО 2(г) + 0,5О 2(г) H 2 SO 3(ж); H 2 Про (г) + SО 2(г) H 2 SO 3(ж); 2H(г) + S(тв) + 3О(г) H 2 SO 3(ж) .

20. При взаємодії 1 моля водню та 1 моля брому виділилося 500 кДж тепла. Чому дорівнює ∆Н обр, HBr?

21. При утворенні 5 молей речовини А х В поглинулося 500 кДж тепла. Чому дорівнює ΔН обр цієї речовини?

22. Що називають ентальпією згоряння? Стандартною ентальпією згоряння? Теплотворною здатністю?

23. Сформулюйте закон Гесса, перше та друге наслідки з нього.

24. Який вираз застосовно для розрахунку ∆Н р реакції 2А + 3В 2Сза наслідком закону Гесса:

∆Н р = 2∆Н обр, С + 2∆Н обр, А + 3∆Н обр, В; ∆Н р = 2∆Н обр, С – (2∆Н обр, А + 3∆Н обр, В);

∆Н р = 2∆Н обр, А + 3∆Н обр, В –2∆Н обр, С; ∆Н р = – 2∆Н обр, С – (2∆Н обр, А + 3∆Н обр, В)?

25. Стандартна ентальпія згоряння (∆Н 0 згор) метанолу СН 4 О (ж) (М = 32 г/моль) дорівнює -726,6 кДж/моль. Яка кількість тепла виділиться при згорянні 2,5 кг речовини?

26. У якому випадку стандартна ентальпія згоряння однієї речовини дорівнює стандартній ентальпії утворення іншої речовини?

27. Для яких речовин стандартна ентальпія згоряння дорівнює нулю: СО, СО2, Н2, О2?

28. Для реакції 2Cl 2(г) + 2H 2 O (ж) 4HCl (г) + О 2(г) розрахуйте стандартну ентальпію (кДж), якщо відомі стандартні ентальпії утворення речовин:

29. ∆Н = -1410,97 кДж/моль; ∆Н = -2877,13 кДж/моль. Яка кількість теплоти виділиться при сумісному спалюванні 2 моль етилену та 4 моль бутану?

30. ∆Н = -1410,97 кДж/моль; ∆Н = -2877,13 кДж/моль. Яка кількість теплоти виділиться при спалюванні 0,7 кг газової суміші, що складається з 20% етилену та 80% бутану?

31. Стандартна ентальпія реакції MgCO 3(тв) → MgO (тв) + СО 2(г) дорівнює 101,6 кДж; стандартні ентальпії освіти MgO (тв) та СО 2(г): -601,0 та -393,5 кДж/моль відповідно. Чому дорівнює стандартна ентальпія утворення карбонату магнію MgCO 3 ?

32. Що називають термодинамічною ймовірністю системи? Що називають ентропією? Як ентропія виражається через термодинамічну ймовірність?

33. Сформулюйте другий закон термодинаміки.

34. Що називають стандартною ентропією речовини?

35. Сформулюйте третій початок термодинаміки (постулат Планка).

36. Що називають ентропією реакції? Стандартною ентропією реакції?

37. Який вираз застосовується для розрахунку ΔS р реакції CH 4 + CO 2 2CO + 2H 2:

∆S р = S + S + S + S; ∆S р = S + S + 2S + 2S;

∆S р = 2S + 2S - S + S; ∆S р = 2S + 2S - S - S?

38. Для реакції 2Cl 2(u) + 2H 2 O (ж) 4HCl (г) + О 2(г) розрахуйте стандартну ентропію (Дж/К), якщо відомі стандартні ентропії утворення речовин:

39. Що називають вільною енергією Гіббса? Який її зв'язок з іншими термодинамічними функціями?

40. Як за знаком енергії Гіббса реакції визначають напрямок реакції?

41. При яких температурах можлива реакція, якщо ∆H<0, ∆S>0; ∆H<0, ∆S<0; ∆H>0, ∆S>0; ∆H>0, ∆S<0.

42. Як визначають рівноважну температуру процесу?

43. Що називають енергія Гіббса реакції ΔG р? Стандартною енергією Гіббса реакції?

44. Який вираз застосовно для розрахунку ∆G р реакції 4NH 3(г) + 5O 2(г) 4NO (г) + 6H 2 Про (ж)

∆G р = ∆G 4 + ∆G 5 + ∆G 4 + ∆G 6 ; ∆G р = ∆G + ∆G + ∆G + ∆G;

∆G р = 4∆G + 5∆G - 4∆G - 6∆G; ∆G р = 4∆G + 6∆G - 4∆G - 5∆G ?

45. Для реакції HNO 3(ж) + HNO 2(ж) 2NO 2(г) + H 2 O (ж) розрахуйте стандартну енергію Гіббсу (кДж), якщо відомі стандартні енергії Гіббсу утворення речовин:

46. ​​Для реакції Fe (тв) + Al 2 O 3(тв) → Al (тв) + Fe 2 O 3(тв) визначте рівноважну температуру та можливість перебігу процесу при 125 0 С, якщо ∆Н = 853,8 кДж/ міль; ∆S = 37,68 Дж/моль·K.

47. Що розуміють під швидкістю хімічної реакції?

48. Сформулюйте закон чинних мас.

49. За 40 с у результаті двох реакцій Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 (1) та Zn + 2HBr = ZnBr 2 + H 2 (2) утворилося по 8 г хлориду та броміду цинку. Порівняйте швидкості реакцій.

50. Якщо реакції 3Fe(NO 3) 2(р-р) + 4HNO 3 = 3Fe(NO 3) 3(р-р) + NO (г) + 2H 2 O (ж) концентрацію Fe(NO 3) 2 збільшити у 7 рази, а концентрацію HNO 3 у 4 рази, то як зміниться швидкість реакції?

51. Складіть кінетичне рівняння реакції Sb 2 S 3(тв) + 3Н 2(г) 2Sb (тв) + 3H 2 S (г) .

52. Як визначається швидкість багатостадійної реакції?

53. Як зміниться швидкість прямої реакції СО (г) + 3Н 2(г) СН 4(г) + Н 2 О (г) зі збільшенням тиску системи у 3 рази?

54. Що називають константою швидкість? Від чого залежить?

55. Що називають енергією активації? Від чого залежить?

56. Константа швидкості деякої реакції при температурі 310 К дорівнює 4,6∙10 -5 л·моль -1 ·с -1 , а при температурі 330 К 6,8·10 -5 л·моль -1 ·с -1 . Чому дорівнює енергія активації?

57. Енергія активації деякої реакції дорівнює 250 кДж/моль. Як зміниться константа швидкості при зміні температури проведення реакції від 320 К до 340 К?

58. Запишіть рівняння Арреніуса та правило Вант-Гоффа.

59. Енергія активації реакції (1) дорівнює 150 кДж/моль, енергія активації реакції (2) дорівнює 176 кДж/моль. Порівняйте константи швидкості k 1 і k 2 .

60. Чим пояснити підвищення швидкості реакції із підвищенням температури?

61. Що називають температурним коефіцієнтом реакції?

62. Чому дорівнює температурний коефіцієнт реакції, якщо константа швидкості деякої реакції при 283 і 308 К становить відповідно 1,77 і 7,56 л · моль -1 · з -1?

63. За температури 350 К реакція закінчилася за 3 с, а при температурі 330 К – за 28 с. За який час вона закінчиться за температури 310 К?

64. Як впливає енергія активації на коефіцієнт температури реакції?

65. Що називають каталізатором? Інгібітором? Промотор? Каталітичною отрутою?

66. Що називають хімічною рівновагою? Доки в системі зберігається рівноважний стан?

67. Як пов'язані швидкості прямої та зворотної реакцій у момент рівноваги?

68. Що називають константою рівноваги? Від чого залежить?

69. Виразіть константу рівноваги реакцій 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 ; Sb 2 S 3(тв) + 3Н 2 ↔ 2Sb (тв) + 3Н 2 S (г) .

70. За деякої температури константа рівноваги реакції N 2 O 4 ↔ 2NO 2 дорівнює 0,16. У вихідному стані NO 2 був, а рівноважна концентрація NO 2 становила 0,08 моль/л. Чому дорівнюють рівноважна і вихідна концентрація N 2 O 4 ?

71. Сформулюйте принцип Ле Шательє. Як впливають змішання рівноваги зміна температури, концентрації, загального тиску?

72. Хімічна динамічна рівновага в системі встановилася при 1000 К і тиску 1 атм., коли в результаті реакції Fe (тв) + СО 2 (г) ↔ FeO (тв) + СО (г) парціальний тиск вуглекислого газу став 0,54 атм. Чому дорівнює константа рівноваги К р цієї реакції?

73. Рівноважні концентрації (моль/л) компонентів газофазної системи, де відбувалася реакція

3N 2 H 4 ↔ 4NH 3 + N 2 рівні: =0,2; =0,4; =0,25. Чому дорівнює константа рівноваги оборотної

74. Рівноважні концентрації (моль/л) компонентів газофазної системи, де відбувається реакція

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 рівні: =0,12; =0,14; =0,1. Визначте вихідні концентрації N 2 та H 2 .

75. Рівноважні концентрації компонентів газової фази системи, де відбувається реакція

С (тв) + СО 2 ↔ 2СО при 1000 К і Р заг = 1 атм., Дорівнюють CО 2 - 17% про. та СО - 83% про. Чому дорівнює константа

рівноваги реакції?

76. Константа рівноваги К з оборотною газофазною реакцією СН 4 + Н 2 О ↔ СО + 3Н 2 за деякої температури дорівнює 9,54 моль 2 ·л -2 . Рівноважні концентрації метану та води рівні відповідно 0,2 моль/л та 0,4 моль/л. Визначте рівноважні концентрації СО та Н 2 .

77. Запишіть взаємозв'язок константи рівноваги К р та енергії Гіббса ∆G оборотної реакції, що протікає в ізотермічних умовах.

78. Визначте константа рівноваги К р газофазної оборотної реакції COCl 2 ↔ CO + Cl 2 ; ∆H 0 = 109,78 кДж,

∆S 0 = 136,62 Дж/К при 900 К.

79. Константа рівноваги К р газофазної реакції PCl 3 + Cl 2 ↔ PCl 5; ∆Н 0 = -87,87 кДж при 450 К дорівнює 40,29 атм -1. Визначте енергію Гіббса цього процесу (Дж/К).

80. Запишіть зв'язок між К р і К з оборотною газофазною реакцією 2СО + 2Н 2 ↔ СН 4 + СО 2 .

Подібна інформація.

Термодинаміка –наука про перетворення одних форм енергії на інші на основі закону збереження енергії. Термодинаміка встановлює напрямок мимовільного перебігу хімічних реакцій за даних умов. При хімічних реакціях рвуться зв'язки у вихідних речовин і виникають нові зв'язки в кінцевих продуктах. Сума енергій зв'язків після реакції дорівнює сумі енергій зв'язку до реакції, тобто. перебіг хімічної реакції супроводжується виділенням чи поглинанням енергії, причому форми її різні.

Термохімія – розділ термодинаміки, присвячений дослідженню теплових ефектів реакцій. Тепловий ефект реакції, виміряний при постійних температурі та тиску, називають ентальпією реакції і виражають у джоулях (Дж) та кілоджоулях (кДж).

Для екзотермічних реакцій, для ендотермічних -. Ентальпію утворення 1моль даної речовини з простих речовин, виміряного при температурі 298 К (25 °С) та тиску 101,825 кПа (1 атм), називають стандартною (кДж/моль). Ентальпії простих речовин умовно приймають рівними нулю.

В основі термохімічних розрахунків лежить закон Гесса: т епловой ефект реакції залежить лише від природи та фізичного стану вихідних речовин та кінцевих продуктів, але не залежить від шляху переходу.Часто у термохімічних розрахунках застосовують слідство із закону Гесса: тепловий ефект хімічної реакції дорівнює сумі теплот освіти продуктів реакції за вирахуванням суми теплот утворення вихідних речовин з урахуванням коефіцієнтів перед формулами цих речовин у рівнянні реакції:

У термохімічних рівняннях вказують значення ентальпії хімічної реакції. При цьому формула кожної речовини вказує його фізичний стан: газоподібний (г), рідкий (ж), твердий кристалічний (к).

У термохімічних рівняннях теплові ефекти реакцій дають у розрахунку 1 моль вихідного чи кінцевого речовини. Тому тут допускаються дробові коефіцієнти. При хімічних реакціях проявляється діалектичний закон єдності та боротьби протилежностей. З одного боку, система прагне до впорядкування (агрегації) – зменшення Н,а з іншого боку – до безладу (дезагрегації). Перша тенденція зростає зі зниженням температури, а друга – з її підвищенням. Тенденцію до безладдя характеризує величина, названа ентропією S[Дж/(моль. К)]. Вона є мірою невпорядкованості системи. Ентропія пропорційна кількості речовини та зростає зі збільшенням руху частинок при нагріванні, випаровуванні, плавленні, розширенні газу, ослабленні або розриві зв'язків між атомами тощо. Процеси, пов'язані з упорядкованістю системи: конденсація, кристалізація, стиснення, зміцнення зв'язків, полімеризація тощо. - ведуть до зменшення ентропії. Ентропія – функція стану, тобто.

Загальна рушійна сила процесу складається з двох сил: прагнення до впорядкування та прагнення до безладдя. При p = const і T = const загальну рушійну силу процесу можна так:

Енергія Гіббса, або ізобарно-ізотермічний потенціал, також підпорядковується наслідку закону Гесса:

Мимоволі протікають процеси, що йдуть у бік зменшення будь-якого потенціалу і, зокрема, у бік зменшення. При стані рівноваги температура початку рівноважної реакції дорівнює:

Таблиця 5

Стандартні ентальпії освіти , ентропії та енергії Гіббса освіти деяких речовин при 298 К (25°С)

Речовина	, кДж/моль	, Дж/моль	, кДж/моль
CaO (к)	-635,5	39,7	-604,2
CaCO 3 (к)	-1207,0	88,7	-1127,7
Ca(OH) 2 (к)	-986,6	76,1	-896,8
H 2 O (ж)	-285,8	70,1	-237,3
H 2 O (г)	-241,8	188,7	-228,6
Na 2 O (к)	-430,6	71,1	-376,6
NaOH (к)	-426,6	64,18	-377,0
H 2 S (г)	-21,0	205,7	-33,8
SO 2 (г)	-296,9	248,1	-300,2
SO 3 (г)	-395,8	256,7	-371,2
C 6 H 12 O 6 (к)	-1273,0	-	-919,5
C 2 H 5 OH (ж)	-277,6	160,7	-174,8
CO 2 (г)	-393,5	213,7	-394,4
CO(г)	-110,5	197,5	-137,1
C 2 H 4 (г)	52,3	219,4	68,1
CH 4 (г)	-74,9	186,2	-50,8
Fe 2 O 3 (к)	-822,2	87,4	-740,3
FeO (к)	-264,8	60,8	-244,3
Fe 3 O 4 (к)	-1117,1	146,2	-1014,2
CS 2 (г)	115,3	65,1	237,8
P 2 O 5 (к)	-1492	114,5	-1348,8
NH 4 Cl (к)	-315,39	94,56	-343,64
HCl (г)	-92,3	186,8	-95,2
NH 3(г)	-46,2	192,6	-16,7
N 2 O (г)	82,0	219,9	104,1
NO(г)	90,3	210,6	86,6
NO 2 (г)	33,5	240,2	51,5
N 2 O 4 (г)	9,6	303,8	98,4
CuO (к)	-162,0	42,6	-129,9
H 2 (г)		130,5
C (графіт)		5,7
O 2 (г)		205,0
N 2 (г)		181,5
Fe(к)		27,15
Cl 2 (г)		222,9
KNO 3 (к)	-429,71	132,93	-393,13
KNO 2 (к)	-370,28	117,15	-281,58
K 2 O (к)	-361,5	87,0	-193,3
ZnO (к)	-350,6	43,6	-320,7
Al 2 O 3 (к)	-1676,0	50,9	-1582,0
PCl 5(г)	-369,45	362,9	-324,55
PCl 3 (г)	-277,0	311,7	-286,27
H 2 O 2 (ж)	-187,36	105,86	-117,57

Швидкість реакціївизначається природою та концентрацією реагуючих речовин і залежить від температури та каталізатора.

Закон дії мас:При постійній температурі швидкість хімічної реакції пропорційна добутку концентрації речовин, що реагують, в ступені їх стехіометричних коефіцієнтів.

Для реакції аА + вВ = сС + dD швидкість прямої реакції:

,

швидкість зворотної реакції: , де - концентрації розчинених або газоподібних сполук, моль/л;

a, b, c, d – стехіометричні коефіцієнти у рівнянні;

К – константа швидкості.

У вираженні швидкості реакції не включають концентрації твердих фаз.

Вплив температури на швидкість реакції описується правилом Вант-Гоффа: при нагріванні на кожні 10 градусів швидкість реакції зростає у 2-4 рази.

Швидкість реакції при температурах t1 та t2;

Температурний коефіцієнт реакції.

Більшість хімічних реакцій є оборотними:

аА + ВВ сС + dD

відношення констант швидкостей – величина постійна, звана константою рівноваги

До р = const при T = const.

Принцип Ле-Шательє:Якщо на систему, що перебуває в стані хімічної рівноваги, надати будь-який вплив (змінити температуру, тиск або концентрацію), то система реагуватиме таким чином, щоб зменшити прикладений вплив:

а) при підвищенні температури в рівноважних системах рівновага зміщується у бік ендотермічної реакції, а при зниженні температури – у бік екзотермічної реакції;

б) при підвищенні тиску рівновага зміщується у бік менших обсягів, а при зниженні тиску – у бік більших обсягів;

в) у разі підвищення концентрації рівновага зміщується у бік її зменшення.

приклад 1.Визначте стандартну зміну ентальпії реакції:

Екзо- чи ендотермічна дана реакція?

Рішення:Стандартна зміна ентальпії хімічної реакції дорівнює сумі стандартних ентальпій утворення продуктів реакції за вирахуванням суми стандартних ентальпій утворення вихідних речовин

При кожному підсумовуванні слід враховувати відповідно до рівняння реакції число молей беруть участь у реакції речовин. Стандартні ентальпії утворення простих речовин дорівнюють нулю:

Згідно з табличними даними:

Реакції, що супроводжуються виділенням теплоти, називаються екзотермічними, а ті, що супроводжуються поглинанням теплоти, – ендотермічними. При постійних температурі та тиску зміна ентальпії хімічної реакції дорівнює за величиною, але назад за знаком її теплового ефекту. Оскільки стандартна зміна ентальпії даної хімічної реакції , робимо висновок, що дана реакція є екзотермічною.

приклад 2.Реакція відновлення Fe 2 O 3 воднем протікає за рівнянням:

Fe 2 O 3(K) + 3H 2(Г) = 2Fe (K) + 3H 2 O (Г)

Чи можлива ця реакція за стандартних умов?

Рішення:Для відповіді на це питання завдання потрібно обчислити стандартну зміну енергії Гіббса реакції. У стандартних умовах:

Підсумовування проводять з урахуванням числа моделей, що беруть участь у реакції речовин, утворення найбільш стійкої модифікації простої речовини приймають рівну нулю.

З урахуванням вище сказаного

Згідно з табличними даними:

Мимовільні процеси йдуть у бік зменшення. Якщо< 0, процесс принципиально осуществим, если >0, процес мимовільно проходити неспроможна.

Отже, ця реакція за стандартних умов неможлива.

Приклад 3.Написати вирази закону дії мас для реакцій:

а) 2NO(Г) + Cl 2(Г) = 2NOCl(Г)

б) CaCO 3(K) = CaO(K) + CO 2(Г)

Рішення:Відповідно до закону дії мас швидкість реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин у ступенях, рівних стехіометричним коефіцієнтам:

а) V = k2.

б) Оскільки карбонат кальцію - тверда речовина, концентрація якої не змінюється в ході реакції, шуканий вираз матиме вигляд:

V = k, тобто. в даному випадку швидкість реакції за певної температури постійна.

Приклад 4.Ендотермічна реакція розкладання пентахлориду фосфору протікає за рівнянням:

PCl 5(Г) = PCl 3(Г) + Cl 2(Г);

Як треба змінити: а) температуру; б) тиск; в) концентрацію, щоб усунути рівновагу у бік прямої реакції – розкладання PCl 5 ? Напишіть математичний вираз швидкості прямої та зворотної реакцій, а також константи рівноваги.

Рішення:Зміщенням або зсувом хімічної рівноваги називають зміни рівноважних концентрацій реагуючих речовин у результаті зміни однієї з умов реакції.

Зміщення хімічного рівноваги підпорядковується принципу Ле-Шателье, за яким зміна однієї з умов, у яких система перебуває у рівновазі, викликає усунення рівноваги у бік тієї реакції, яка протидіє похідному зміні.

а) Оскільки реакція розкладання PCl 5 эндотермическая , то зсуву рівноваги у бік прямої реакції необхідно підвищити температуру.

б) Оскільки в даній системі розкладання PCl 5 веде до збільшення обсягу (з однієї молекули газу утворюється дві газоподібні молекули), то для зміщення рівноваги у бік прямої реакції треба зменшити тиск.

в) Зміщення рівноваги в зазначеному напрямку можна досягти як збільшення концентрації PCl 5 , так і зменшенням концентрації PCl 3 або Cl 2 .

Відповідно до закону дії мас, швидкості прямої (V1) і зворотної (V2) реакцій виражаються рівняннями:

V 2 = k

Константа рівноваги даної реакції виражається рівнянням:

Контрольні завдання:

81 - 100. а) розрахуйте стандартну зміну ентальпії прямої реакції та визначте екзо- або ендотермічна ця реакція;

б) визначте зміну енергії Гіббса прямої реакції та зробіть висновок про можливість її здійснення за стандартних умов;

в) напишіть математичний вираз швидкості прямої та зворотної реакції, а також константи рівноваги;

г) як слід змінити умови, щоб рівновагу процесу змістити праворуч?

81. CH 4(г) + CO 2(г) = 2СО (г) + 2H 2(г)

82. FeO(K)+CO(г) =Fe(K)+CO2(г)

83. C 2 H 4(г) + O 2(г) = CO 2(г) + H 2 O(г)

84. N 2(г) + 3H 2(г) = 2NH 3(г)

85. H2O(г) +CO(г) = CO2(г) +H2(г)

86. 4HCl(г) + O 2(г) = 2H 2 O(г) + 2Cl 2(г)

87. Fe 2 O 3(К) +3H 2(г) = 2Fe(K) + 3H 2 O(г)

88. 2SO 2(г) + O 2(г) = 2SO 3(г)

89. PCl 5(г) = PCl 3(г) + Cl 2(г)

90. CO 2(г) + C (графіт) = 2СО (г)

91. 2H 2 S(г) + 3O 2(г) = 2SO 2(г) + H 2 O(г)

92. Fe 2 O 3(K) +CO(г) =2FeO(K) + CO 2(г)

93. 4NH 3(г) + 5O 2(г) = 4NO(г) + 6H 2 O(г)

94. NH 4 Cl (K) = NH 3(г) + HCl (г)

95. CH 4(г) + 2O 2(г) = CO 2(г) + 2H 2 O(г)

96. CS 2(г) + 3O 2(г) = CO 2(г) + 2SO 2(г)

97. 4HCl(г) + O 2(г) = 2Cl 2(г) + 2H 2 O(г)

98. 2NO(г) + O 2(г) = N 2 O 4(г)

99. NH3(г) + HCl(г) = NH4Cl(K)

100. CS 2(г) + 3O 2(г) = 2Cl 2(г) + 2SO 2(г)

Тема 6: Розчини. Способи вираження концентрації розчинів

Розчини– це гомогенні системи, що складаються з розчинника, розчинених речовин та можливих продуктів їхньої взаємодії. Концентрацією розчину називається вміст розчиненої речовини у певній масі або відомому обсязі розчину або розчинника.

Способи вираження концентрації розчинів:

Масова частка() показує кількість грамів розчиненої речовини в 100 г розчину:

де т- маса розчиненої речовини (г), т 1 – маса розчину (г).

Молярна концентраціяпоказує кількість молей розчиненої речовини, що містяться в 1л розчину:

де М-молярна маса речовини (г/моль), V-об'єм розчину (л).

Моляльна концентраціяпоказує число молей розчиненої речовини, що містяться в 1000г розчинника: 101-120. Знайти масову частку, молярну концентрацію, молярну концентрацію для наступних розчинів:

варіант	Речовина (х)	Маса речовини (х)	Об'єм води	Щільність розчину
	CuSO 4	320 г	10 л	1,019
	NaCl	0,6 г	50 мл	1,071
	H 2 SO 4	2 г	100 мл	1,012
	Na 2 SO 4	13 г	100 мл	1,111
	HNO 3	12,6 г	100 мл	1,066
	HCl	3,6 кг	10 кг	1,098
	NaOH	8 г	200 г	1,043
	MgCl 2	190 г	810 г	1,037
	KOH	224 г	776 г	1,206
	CuCl 2	13,5 г	800 мл	1,012
	HCl	10,8 г	200 г	1,149
	CuSO 4	8 г	200 мл	1,040
	NaCl	6,1 г	600 мл	1,005
	Na 2 SO 3	4,2 г	500 мл	1,082
	H 2 SO 4	98 г	1000 мл	1,066
	ZnCl 2	13,6 г	100 мл	1,052
	H 3 PO 4	9,8 г	1000 мл	1,012
	Ba(OH) 2	100 г	900 г	1,085
	H 3 PO 4	29,4 г	600 мл	1,023
	NaOH	28 г	72 г	1,309

«ОСНОВИ ХІМІЧНОЇ ТЕРМОДИНАМІКИ, ХІМІЧНОЇ КИНЕТИКИ ТА РАВНОВАГИ»

Основи хімічної термодинаміки

1 . Що вивчає хімічна термодинаміка:

1) швидкості перебігу хімічних перетворень та механізми цих перетворень;

2) енергетичні характеристики фізичних та хімічних процесів та здатність хімічних систем виконувати корисну роботу;

3) умови усунення хімічної рівноваги;

4) вплив каталізаторів на швидкість біохімічних процесів.

2. Відкритою системою називають таку систему, яка:

3. Закритою системою називають таку систему, яка:

1) не обмінюється із навколишнім середовищем ні речовиною, ні енергією;

2) обмінюється з навколишнім середовищем та речовиною, та енергією;

3) обмінюється із навколишнім середовищем енергією, але не обмінюється речовиною;

4) обмінюється з навколишнім середовищем речовиною, але з обмінюється енергією.

4. Ізольованою системою називають таку систему, яка:

1) не обмінюється із навколишнім середовищем ні речовиною, ні енергією;

2) обмінюється з навколишнім середовищем та речовиною, та енергією;

3) обмінюється із навколишнім середовищем енергією, але не обмінюється речовиною;

4) обмінюється з навколишнім середовищем речовиною, але з обмінюється енергією.

5. До якого типу термодинамічних систем належить розчин, що знаходиться в запаяній ампулі, поміщеній у термостат?

1) ізольовані;

2) відкритої;

3) закритою;

4) стаціонарний.

6. До якого типу термодинамічних систем належить розчин, що знаходиться в запаяній ампулі?

1) ізольовані;

2) відкритої;

3) закритою;

4) стаціонарний.

7. До якого типу термодинамічних систем належить жива клітина?

1) відкритої;

2) закритою;

3) ізольовані;

4) рівноважний.

8 . Які параметри термодинамічної системи називають екстенсивними?

1) величина яких залежить від кількості частинок у системі;

3) величина яких залежить від агрегатного стану системи;

9. Які параметри термодинамічної системи називають інтенсивними?

!) величина яких не залежить від кількості частинок у системі;

2) величина яких залежить від кількості частинок у системі;

3) величина яких залежить від агрегатного стану;

4) величина яких залежить від часу.

10 . Функціями стану термодинамічної системи називають такі величини, які:

1) залежать тільки від початкового та кінцевого стану системи;

2) залежить від шляху процесу;

3) залежать лише від початкового стану системи;

4) залежать лише від кінцевого стану системи.

11 . Які величини є функціями стану системи: а) внутрішня енергія; б) робота; в) теплота; г) ентальпія; д) ентропія.

3) усі величини;

4) а, б, в, р.

12 . Які з таких властивостей є інтенсивними: а) щільність; б) тиск; в) маса; г) температура; д) ентальпія; е) обсяг?

3) б, в, г, е;

13. Які з таких властивостей є екстенсивними: а) щільність; б) тиск; в) маса; г) температура; д) ентальпія; е) обсяг?

3) б, в, г, е;

14 . Які форми обміну енергією між системою та навколишнім середовищем розглядає термодинаміка: а) теплота; б) робота; в) хімічна; г) електрична; д) механічна; е) ядерна та сонячна?

2) в, г, д, е;

3) а, в, г, д, е;

4) а, в, г, д.

15. Процеси, що протікають за постійної температури, називаються:

1) ізобаричними;

2) ізотермічними;

3) ізохоричними;

4) адіабатичними.

16 . Процеси, що протікають при постійному обсязі, називаються:

1) ізобаричними;

2) ізотермічними;

3) ізохоричними;

4) адіабатичними.

17 . Процеси, що протікають при постійному тиску, називаються:

1) ізобаричними;

2) ізотермічними;

3) ізохоричними;

4) адіабатичними.

18 . Внутрішня енергія системи - це: 1) весь запас енергії системи, крім потенційної енергії її становища та кінетичної енергії системи загалом;

2) весь запас енергії системи;

3) весь запас енергії системи, крім потенційної енергії її становища;

4) величина, що характеризує міру невпорядкованості розташування частинок системи.

19 . Який закон відображає зв'язок між роботою, теплотою та внутрішньою енергією системи?

1) другий закон термодинаміки;

2) закон Гесса;

3) перший закон термодинаміки;

4) закон Вант-Гофф.

20 . Перший закон термодинаміки відображає зв'язок між:

1) роботою, теплотою та внутрішньою енергією;

2) вільною енергією Гіббса, ентальпією та ентропією системи;

3) роботою та теплотою системи;

4) роботою та внутрішньою енергією.

21 . Яке рівняння є математичним виразом першого закону термодинаміки для ізольованих систем?

l) AU = 0 2) AU = Q-p-AV 3) AG = AH-TAS

22 . Яке рівняння є математичним виразом першого закону термодинаміки для закритих систем?

1) AU = 0; 2) AU = Q-p-AV;

3) AG = AH - T * AS;

23 . Постійною чи змінною величиною є внутрішня енергія ізольованої системи?

1) незмінною;

2) змінною.

24 . В ізольованій системі протікає реакція згоряння водню з утворенням рідкої води. Чи змінюється внутрішня енергія та ентальпія системи?

1) внутрішня енергія не зміниться, ентальпія зміниться;

2) внутрішня енергія зміниться, ентальпія не зміниться;

3) внутрішня енергія не зміниться, ентальпія не зміниться;

4) внутрішня енергія зміниться, ентальпія зміниться.

25 . За яких умов зміна внутрішньої енергії дорівнює теплоті, яку отримує система з навколишнього середовища?

1) при постійному обсязі;

3) при постійному тиску;

4) ні за яких.

26 . Тепловий ефект реакції, що протікає при постійному обсязі, називається зміною:

1) ентальпії;

2) внутрішньої енергії;

3) ентропії;

4) вільної енергії Гіббса.

27 . Ентальпія реакції - це:

28. Хімічні процеси, при протіканні яких відбувається зменшення ентальпії системи та у зовнішнє середовище виділяється теплота, називаються:

1) ендотермічний;

2) екзотермічними;

3) екзергонічними;

4) ендергонічними.

29 . За яких умов зміна ентальпії дорівнює теплоті, яку отримує система з навколишнього середовища?

1) при постійному обсязі;

2) за постійної температури;

3) при постійному тиску;

4) ні за яких.

30 . Тепловий ефект реакції, що протікає при постійному тиску, називається зміною:

1) внутрішній енергії;

2) жодне з попередніх визначень неправильне;

3) ентальпії;

4) ентропії.

31. Які процеси називають ендотермічними?

32 . Які процеси називають екзотермічними?

1) для яких АН негативно;

2) для яких AG негативно;

3) для яких АН є позитивним;

4) для яких AG є позитивним.

33 . Вкажіть формулювання закону Гесса:

1) тепловий ефект реакції залежить тільки від початкового та кінцевого стану системи та не залежить від шляху реакції;

2) теплота, що поглинається системою при постійному обсязі, дорівнює зміні внутрішньої енергії системи;

3) теплота, що поглинається системою при постійному тиску, дорівнює зміні ентальпії системи;

4) тепловий ефект реакції не залежить від початкового та кінцевого стану системи, а залежить від шляху реакції.

34. Який закон є основою розрахунків калорійності продуктів харчування?

1) Вант-Гофф;

3) Сєченова;

35. При окисненні яких речовин в умовах організму виділяється більша кількість енергії?

1) білки;

3) вуглеводів;

4) вуглеводів та білків.

36 . Мимовільним називається процес, який:

1) здійснюється без допомоги каталізатора;

2) супроводжується виділенням теплоти;

3) здійснюється без витрати енергії ззовні;

4) протікає швидко.

37 . Ентропія реакції – це:

1) кількість теплоти, що виділяється або поглинається в ході хімічної реакції за ізобарно-ізотермічних умов;

2) кількість теплоти, що виділяється або поглинається в ході хімічної реакції при ізохорно-ізотермічних умовах;

3) величина, що характеризує можливість мимовільного перебігу процесу;

4) величина, що характеризує міру невпорядкованості розташування та руху частинок системи.

38 . Якою функцією стану характеризується тенденція до досягнення ймовірного стану, якому відповідає максимальна безладність розподілу частинок?

1) ентальпією;

2) ентропією;

3) енергією Гіббса;

4) внутрішньої енергії.

39 . В якому співвідношенні знаходяться ентропії трьох агрегатних станів однієї речовини: газу, рідини, твердого тіла:

I) S(г) > S(ж) > S(тв); 2) S(тв)>S(ж)>S(г); 3) S(ж)>S(г)>S(TB); 4) агрегатний стан впливає значення ентропії.

40 . У якому з наступних процесів має спостерігатися найбільша позитивна зміна ентропії:

1) СН3ОН (тв) -> СН, ВІН (г);

2) СH4OH (тв) -> СН 3 ВІН (ж);

3) СН, ОН (г) -> CH4OH (тв);

4) СН, ВІН (ж) -> СН3ОН (тв).

41 . Виберіть правильне твердження: ентропія системи збільшується за умови:

1) підвищення тиску;

2) переході від рідкого до твердого агрегатного стану

3) підвищення температури;

4) переході від газоподібного до рідкого стану.

42. Яку термодинамічну функцію можна використати, щоб передбачити можливість мимовільного перебігу реакції в ізольованій системі?

1) ентальпію;

2) внутрішню енергію;

3) ентропію;

4) потенційну енергію системи.

43 . Яке рівняння є математичним виразом 2-го закону термодинаміки для ізольованих систем?

44 . Якщо система оборотним чином отримує кількість теплоти Q при температурі Т, то T;

2) збільшується на величину Q/T;

3) зростає на величину, більшу за Q/T;

4) зростає величину, меншу Q/T.

45 . В ізольованій системі мимовільно протікає хімічна реакція з утворенням певної кількості продукту. Як змінюється ентропія такої системи?

1) збільшується

2) зменшується

3) не змінюється

4) досягає мінімального значення

46 . Вкажіть, у яких процесах і за яких умов зміна ентропії може дорівнювати роботі процесу?

1) у ізобарних, при постійних Р і Т;

2) у ізохорних, при постійних V і Т;

З) зміна ентропії ніколи не дорівнює роботі; 4) в ізотермічних, при постійних Р і 47 . Як зміниться пов'язана енергія системи TS при нагріванні та її конденсації?

1) при нагріванні росте, при конденсації зменшується;

2) при нагріванні зменшується, при конденсації зростає;

3) не відбувається зміна T-S;

4) при нагріванні та конденсації зростає.

48 . Які параметри системи необхідно підтримувати постійними, щоб за знаком зміни ентропії можна було судити про напрямок мимовільного перебігу процесу?

1) тиск та температуру;

2) обсяг та температуру;

3) внутрішню енергію та обсяг;

4) лише температуру.

49 . В ізольованій системі всі мимовільні процеси протікають у бік збільшення безладдя. Як у своїй змінюється ентропія?

1) не змінюється;

2) збільшується;

3) зменшується;

4) спочатку збільшується, а потім зменшується.

50 . Ентропія зростає на величину Q/T для:

1) оборотного процесу;

2) необоротного процесу;

3) гомогенного;

4) гетерогенність.

51 Як змінюється ентропія системи за рахунок прямої та зворотної реакції при синтезі аміаку?

3) ентропія не змінюється під час реакції;

4) ентропія збільшується для прямої та зворотної реакції.

52 . Якими одночасно чинними факторами визначається спрямованість хімічного процесу?

1) ентальпійним та температурним;

2) ентальпійним та ентропійним;

3) ентропійним та температурним;

4) зміною енергії Гіббса та температури.

53. В ізобарно-ізотермічних умовах максимальна робота, яка здійснюється системою:

1) дорівнює втраті енергії Гіббса;

2) більше втрати енергії Гіббса;

3) менше втрат енергії Гіббса;

4) дорівнює спаду ентальпії.

54 . Яких умов необхідно дотримуватися, щоб максимальна робота в системі відбувалася за рахунок втрат енергії Гіббса?

1) необхідно підтримувати постійними V та t;

2) необхідно підтримувати постійними Р та t;

3) необхідно підтримувати постійними АН та AS;

4) необхідно підтримувати постійними PіV

55 . За рахунок чого відбувається максимальна корисна робота хімічної реакції при постійних тиску та температурі?

1) за рахунок втрат енергії Гіббса;

3) за рахунок збільшення ентальпії;

4) з допомогою зменшення ентропії.

56. За рахунок чого відбувається маскімальна корисна робота живим організмом в ізобарно-ізотермічних умовах?

1) за рахунок убутку ентальпії;

2) з допомогою збільшення ентропії;

3) за рахунок втрат енергії Гіббса;

4) за рахунок збільшення енергії Гіббса.

57 . Які процеси називають ендергонічними?

58. Які процеси називають екзергонічними?

2) AG 0; 4) AG> 0.

59. Мимовільний характер процесу краще визначати шляхом оцінки:

1) ентропії;

3) ентальпії;

2) вільної енергії Гіббса;

4) температурі.

60 . Яку термодинамічну функцію можна використовувати для передбачення можливості мимовільного перебігу процесів у живому організмі?

1) ентальпію;

3) ентропію;

2) внутрішню енергію;

4) вільну енергію Гіббса.

61 . Для оборотних процесів зміна вільної енергії Гіббса...

1) завжди дорівнює нулю;

2) завжди негативно;

3) завжди позитивно;

62 . Для незворотних процесів зміна вільної енергії:

1) завжди дорівнює нулю;

2) завжди негативно;

3) завжди позитивно;

4) позитивно чи негативно залежно від обставин.

63. В ізобарно-ізотермічних умовах у системі мимовільно можуть здійснюватися лише такі процеси, внаслідок яких енергія Гіббса:

1) не змінюється;

2) збільшується;

3) зменшується;

4) досягає максіального значення.

64 . Для деякої хімічної реакції у газовій фазі при постійних Р та TAG > 0. У якому напрямку мимоволі протікає ця реакція?

Г) у прямому напрямку;

2) не може протікати за цих умов;

3) у зворотному напрямку;

4) перебуває у стані рівноваги.

65 . Який знак AG процесу танення льоду при 263 К?

66 . У якому з таких випадків реакція неможлива за будь-яких температур?

1) AH> 0; AS> 0; 2) AH> 0; AH

3) A # 4) AH = 0; AS = 0.

67. У якому з таких випадків реакція можлива за будь-яких температур?

1) ДH 0; 2) AH 0; AS > 0; 4) AH = 0; AS = 0.

68 . Якщо АН

1) [АН] > ;

2) при будь-яких співвідношеннях АН та TAS; 3) (AH)

4) [АН] = [Т-А S].

69 . За яких значень за знаком АН і AS у системі можливі лише екзотермічні процеси?

70. При яких співвідношеннях АН та T* AS хімічний процес спрямований у бік ендотермічної реакції:

71 . За яких постійних термодинамічних параметрів зміна ентальпії може бути критерієм напряму мимовільного процесу? Який знак DH у умовах вказує на мимовільний процес?

1) при постійних S та Р, АН

3) при постійних Put, АН

2) при постійних 5 та Р, АН > 0; 4) за постійних Vn t, АН > 0.

72 . Чи можна і в яких випадках за знаком зміни ентальпії в ході хімічної реакції судити про можливість її протікання при постійних Ті Р1

1) можна, якщо ЛЯ» T-AS;

2) за даних умов не можна;

3) можна, якщо АН «T-AS;

4) можна якщо АН = T-AS.

73 . Реакція ЗН 2 + N 2 -> 2NH 3 проводиться при 110°С, тому всі реагенти і продукти знаходяться в газовій фазі. Які із зазначених нижче величин зберігаються в ході реакції?

2) ентропія;

3) ентальпія;

74 . Які з наступних тверджень є правильними для реакцій, що протікають у стандартних умовах?

1) ендотермічні реакції не можуть протікати спонтанно;

2) ендотермічні реакції можуть протікати за досить низьких температур;

3) ендотермічні реакції можуть протікати за високих температур, якщо AS > 0;

4) ендотермічні реакції можуть протікати при високих температурах, якщо AS

75 . Які особливості біохімічних процесів: а) підпорядковуються принципу енергетичного сполучення; б) зазвичай оборотні; в) складні; г) тільки екзергонічні (AG

1) а, б, в, г;

2) б, в, г; 3) а, 6, в; 4), д.

76 . Екзергонічні реакції в організмі протікають мимовільно, оскільки:

77 . Ендергонічні реакції в організмі вимагають підведення енергії, оскільки: 1) AG > 0;

78 . При гідролізі будь-якого пептиду АН 0, чи буде цей процес мимовільно протікати?

1) буде, оскільки AG > 0;

3) не буде, оскільки AG > 0;

2) буде, тому що AG

4) не буде, тому що AG

79 . Калорійністю поживних речовин називається енергія:

1) що виділяється при повному окисненні 1 г поживних речовин;

2) виділяється при повному окисненні 1 моль поживних речовин;

3) необхідна для повного окиснення 1 г поживних речовин;

4) необхідна для повного окиснення 1 моль поживних речовин.

80 . Для процесу теплової денатурації багатьох ферментів ЛЯ>0 і AS>0. Чи може цей процес протікати мимовільно?

1) може за високих температур, оскільки \T-AS\ > |АД];

2) може при низьких температурах, тому що \T-AS\

3) неспроможна, оскільки \T-AS\ > |AH];

4) не може, тому що \T-AS\

81 . Для процесу теплової гідратації багатьох білків АН

1) може за досить низьких температурах, оскільки |AH| > \T-AS\;

2) може за досить низьких температурах, оскільки |АЯ|

3) може за високих температур, оскільки |АH)

4) не може за жодних температур.

Програма

Параметрів хімічнихреакцій, хімічного рівноваги; - розраховувати теплові ефекти та швидкість хімічнихреакцій... реакцій; - основифізичної та колоїдної хімії, хімічної кінетики, електрохімії, хімічної термодинамікита термохімії; ...

Завдання професійної діяльності випускника. Компетенції випускника, що формуються в результаті освоєння ОПВ вп. Документи, що регламентують зміст та організацію освітнього процесу при реалізації ОПП (3)

Регламент

Модуль 2. Основні фізико- хімічнізакономірності перебігу хімічнихпроцесів Основи хімічної термодинаміки. Основи хімічної кінетики. Хімічне рівновага. Модуль 3. Основихімії розчинів Загальні...

Цей посібник може бути використаний для самостійної роботи студентами нехімічних спеціальностей.

Документ

Прості речовини. На цій основів хімічної термодинамікистворено систему розрахунку теплових ефектів... , Cr2O3? ТЕМА 2. ХІМІЧНА КінетикаІ ХІМІЧНЕ РІВНОВАГАЯк було показано раніше, хімічна термодинамікадозволяє передбачити принципову...

Робоча програма дисципліни хімія напрям підготовки

Робоча програма

4.1.5. Окисно-відновні процеси. Основиелектрохімії Окисно-відновні процеси. ... Способи кількісного виразу складу розчинів. 5 Хімічна термодинаміка 6 Кінетикаі рівновага. 7 Дисоціація, рН, гідроліз 8 ...

1. Швидкість хімічних реакцій. Визначення поняття. Чинники, що впливають швидкість хімічної реакції: концентрація реагенту, тиск, температура, присутність каталізатора. Закон чинних мас (ЗДМ) як основний закон хімічної кінетики. Константа швидкості, її фізичний зміст. Вплив на константу швидкості реакції природи реагуючих речовин, температури та присутності каталізатора.

Швидкість гомогенної реакції - це величина, чисельно рівна зміні молярної концентрації будь-якого учасника реакції в одиницю часу.

Середня швидкість реакції v ср в інтервалі часу від t 1 до t 2 визначається співвідношенням:

Основні фактори, що впливають на швидкість гомогенної хімічної реакції:

• - природа реагуючих речовин;
• - молярні концентрації реагентів;
• - тиск (якщо у реакції беруть участь гази);
• - Температура;
• - Наявність каталізатора.

Швидкість гетерогенної реакції - це величина, чисельно рівна зміні хімічної кількості будь-якого учасника реакції на одиницю часу на одиниці площі поверхні розділу фаз: .

По стадійності хімічні реакції поділяються на прості (елементарні) та складні. Більшість хімічних реакцій є складні процеси, які у кілька стадій, тобто. що складаються з кількох елементарних процесів.

Для елементарних реакцій справедливий закон діючих мас: швидкість елементарної хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин у ступенях, рівних стехіометричним коефіцієнтам рівняння реакції.

Для елементарної реакції аА + bB > ... швидкість реакції, згідно із законом мас, що діють, виражається співвідношенням:

де с(А) і с(В) - молярні концентрації реагуючих речовин А та В; a та b - відповідні стехіометричні коефіцієнти; k - константа швидкості цієї реакції.

Для гетерогенних реакційдо рівняння закону діючих мас входять концентрації не всіх реагентів, лише газоподібних чи розчинених. Так, для реакції горіння вуглецю:

З (к) + О 2 (г) > СО 2 (г)

рівняння швидкості має вигляд: .

Фізичний зміст константи швидкості - вона чисельно дорівнює швидкості хімічної реакції при концентраціях речовин, що реагують, рівних 1 моль/дм 3 .

Величина константи швидкості гомогенної реакції залежить від природи реагуючих речовин, температури та каталізатора.

2. Вплив температури на швидкість хімічної реакції. Температурний коефіцієнт швидкості хімічної реакції. Активні молекули. Крива розподіл молекул по їх кінетичній енергії. Енергія активації. Співвідношення величин енергії активації та енергії хімічного зв'язку у вихідних молекулах. Перехідний стан або активований комплекс. Енергія активації та тепловий ефект реакції (енергетична схема). Залежність температурного коефіцієнта швидкості реакції величини енергії активації.

У разі збільшення температури швидкість хімічної реакції зазвичай зростає. Величина, що показує у скільки разів збільшується швидкість реакції зі збільшенням температури на 10 градусів (або, що те саме, на 10 К), називається температурним коефіцієнтом швидкості хімічної реакції (г):

де - значення швидкості реакції відповідно при температурах Т2 та Т1; г – температурний коефіцієнт швидкості реакції.

Залежність швидкості реакції від температури приблизно визначається емпіричним правилом Вант-Гоффа: при підвищенні температури на кожні 10 градусів швидкість хімічної реакції збільшується в 2 - 4 рази.

Більш точний опис залежності швидкості реакції від температури можна здійснити в рамках теорії активації Арреніуса. Згідно з цією теорією, хімічна реакція може відбуватися при зіткненні лише активних частинок. Активними називаються частинки, які мають певну, характерну для даної реакції, енергію, необхідну для подолання сил відштовхування, що виникають між електронними оболонками реагуючих частинок. Частка активних частинок зростає зі збільшенням температури.

Активований комплекс - це проміжне нестійке угруповання, що утворюється при зіткненні активних частинок і перебуває у стані перерозподілу зв'язків. Під час розпаду активованого комплексу утворюються продукти реакції.

Енергія активації Е а дорівнює різниці між середньою енергією частинок, що реагують, і енергією активованого комплексу.

Для більшості хімічних реакцій енергія активації менша за енергію дисоціації найменш міцних зв'язків у молекулах реагуючих речовин.

У теорії активації вплив температури на швидкість хімічної реакції описується рівнянням Арреніуса для константи швидкості хімічної реакції:

де А - постійний множник, що не залежить від температури, що визначається природою реагуючих речовин; е - основа натурального логарифму; Е а – енергія активації; R – молярна газова постійна.

Як випливає з рівняння Арреніуса, константа швидкості реакції тим більше, що менше енергія активації. Навіть невелике зниження енергії активації (наприклад, при внесенні каталізатора) призводить до помітного зростання швидкості реакції.

За рівнянням Арреніуса, збільшення температури призводить до збільшення константи швидкості хімічної реакції. Чим менша величина Е а, тим помітніший вплив температури на швидкість реакції і, отже, тим більший температурний коефіцієнт швидкості реакції.

3. Вплив каталізатора на швидкість хімічної реакції. Гомогений та гетерогенний каталіз. Елементи теорії гомогенного каталізу. Теорія проміжних з'єднань. Елементи теорії гетерогенного каталізу. Активні центри та його роль гетерогенному каталізі. Поняття про адсорбцію. Вплив каталізатора на енергію активації хімічної реакції. Каталіз у природі, промисловості, техніці. Біохімічний каталіз. Ферменти.

Каталізом називається зміна швидкості хімічної реакції під дією речовин, кількість і природа яких після завершення реакції залишаються такими ж, як і до реакції.

Каталізатор - це речовина, що змінює швидкість хімічної реакції, але залишається хімічно незмінним.

Позитивний каталізатор прискорює реакцію; негативний каталізатор, чи інгібітор, уповільнює реакцію.

Найчастіше дія каталізатора пояснюється тим, що він знижує енергію активації реакції. Кожен із проміжних процесів за участю каталізатора протікає з меншою енергією активації, ніж реакція, що не каталізується.

При гомогенному каталізі каталізатор та реагуючі речовини утворюють одну фазу (розчин). При гетерогенному каталізі каталізатор (зазвичай тверда речовина) та реагуючі речовини знаходяться у різних фазах.

В ході гомогенного каталізу каталізатор утворює з реагентом проміжне з'єднання, що з великою швидкістю реагує з другим реагентом або швидко розкладається з виділенням продукту реакції.

Приклад гомогенного каталізу: окиснення оксиду сірки(IV) до оксиду сірки(VI) киснем при нітрозному способі одержання сірчаної кислоти (тут каталізатором є оксид азоту(II), який легко реагує з киснем).

При гетерогенному каталіз реакція протікає на поверхні каталізатора. Початковими стадіями є дифузія частинок реагентів до каталізатора та його адсорбція (т. е. поглинання) поверхнею каталізатора. Молекули реагенту взаємодіють з атомами або групами атомів, що знаходяться на поверхні каталізатора, утворюючи проміжні поверхневі сполуки. Перерозподіл електронної щільності, що відбувається в таких проміжних сполуках, призводить до утворення нових речовин, які десорбуються, тобто видаляються з поверхні.

Процес утворення проміжних поверхневих з'єднань відбувається на активних центрах каталізатора.

Приклад гетерогенного каталізу - збільшення швидкості окиснення оксиду сірки(IV) до оксиду сірки(VI) киснем у присутності оксиду ванадію(V).

Приклади каталітичних процесів у промисловості та техніці: синтез аміаку, синтез азотної та сірчаної кислот, крекінг та риформінг нафти, допалювання продуктів неповного згоряння бензину в автомобілях тощо.

Приклади каталітичних процесів у природі численні, оскільки більшість біохімічних реакцій, що протікають у живих організмах, належать до каталітичних реакцій. Каталізаторами таких реакцій є білкові речовини, які називаються ферментами. В людини знаходиться близько 30 000 ферментів, кожен з яких каталізує процеси тільки одного типу (наприклад, птіалін слини каталізує тільки перетворення крохмалю в глюкозу).

4. Хімічна рівновага. Оборотні та незворотні хімічні реакції. Стан хімічної рівноваги. Константа хімічної рівноваги. Чинники, що визначають величину константи рівноваги: ​​природа реагуючих речовин та температура. Зсув хімічної рівноваги. Вплив зміни концентрації, тиску та температури на положення хімічної рівноваги.

Хімічні реакції, у яких вихідні речовини повністю перетворюються на продукти реакції, називаються незворотними. Реакції, що йдуть одночасно у двох протилежних напрямках (прямому та зворотному), називаються оборотними.

У оборотних реакціях стан системи, при якому швидкості прямої та зворотної реакції рівні (), називається станом хімічної рівноваги. Хімічне рівновагу є динамічним, т. е. його встановлення значить припинення реакції. У загальному випадку для будь-якої оборотної реакції аА + bB - dD + eE, незалежно від її механізму, виконується співвідношення:

При встановленому рівновазі добуток концентрацій продуктів реакції, віднесене до добутку концентрацій вихідних речовин, для даної реакції при даній температурі є постійною величиною, звану константою рівноваги (К).

Величина константи рівноваги залежить від природи реагуючих речовин та температури, але не залежить від концентрацій компонентів рівноважної суміші.

Зміна умов (температури, тиску, концентрації), у яких система перебуває у стані хімічного рівноваги (), викликає порушення рівноваги. В результаті неоднакової зміни швидкостей прямої та зворотної реакцій () з плином часу в системі встановлюється нова хімічна рівновага (), що відповідає новим умовам. Перехід з одного рівноважного стану до іншого називається зрушенням, або усуненням положення рівноваги.

Якщо при переході з одного рівноважного стан до іншого збільшуються концентрації речовин, записаних у правій частині рівняння реакції, кажуть, що рівновага зміщується вправо. Якщо ж при переході з одного рівноважного стан до іншого збільшуються концентрації речовин, записаних у лівій частині рівняння реакції, кажуть, що рівновага зміщується вліво.

Напрямок зміщення хімічної рівноваги в результаті зміни зовнішніх умов визначається принципом Ле-Шательє: Якщо на систему, що перебуває в стані хімічної рівноваги, надати зовнішню дію (змінити температуру, тиск або концентрації речовин), то воно сприятиме перебігу того з двох протилежних процесів, який послаблює цей вплив.

Відповідно до принципу Ле-Шательє:

Збільшення концентрації компонента, записаного в лівій частині рівняння, призводить до усунення рівноваги вправо; збільшення концентрації компонента, записаного у правій частині рівняння, призводить до усунення рівноваги вліво;

При збільшенні температури рівновага зміщується у бік перебігу ендотермічної реакції, а при зменшенні температури – у бік перебігу екзотермічної реакції;

• - При збільшенні тиску рівновага зміщується у бік реакції, що зменшує число молекул газоподібних речовин у системі, а при зменшенні тиску – у бік реакції, що збільшує число молекул газоподібних речовин.
• 5. Фотохімічні та ланцюгові реакції. Особливості перебігу фотохімічних реакцій. Фотохімічні реакції та жива природа. Нерозгалужені та розгалужені хімічні реакції (на прикладі реакцій утворення хлороводню та води з простих речовин). Умови зародження та обриву ланцюгів.

Фотохімічні реакції - це реакції, які відбуваються під впливом світла. Фотохімічна реакція протікає, якщо реагент поглинає кванти випромінювання, що характеризуються певною для даної реакції енергією.

Що стосується одних фотохімічних реакцій, поглинаючи енергію, молекули реагенту перетворюється на збуджений стан, тобто. стають активними.

В інших випадках фотохімічна реакція протікає, якщо поглинаються кванти настільки великої енергії, що хімічні зв'язки розриваються та відбувається дисоціація молекул на атоми або групи атомів.

Швидкість фотохімічної реакції тим більше, що більша інтенсивність опромінення.

Приклад фотохімічної реакції у природі - фотосинтез, тобто. утворення органічних речовин клітин завдяки енергії світла. Більшість організмів фотосинтез проходить з участю хлорофілу; у разі вищих рослин фотосинтез сумарно виражається рівнянням:

CO 2 + H 2 O органічна речовина + О 2

В основі функціонування процесів зору також лежать фотохімічні процеси.

Ланцюгова реакція - реакція, що є ланцюг елементарних актів взаємодії, причому можливість перебігу кожного акта взаємодії залежить від успішності проходження попереднього акта.

Стадії ланцюгової реакції - зародження ланцюга, розвиток ланцюга та обрив ланцюга.

Зародження ланцюга відбувається, коли за рахунок зовнішнього джерела енергії (кванту електромагнітного випромінювання, нагрівання, електричного розряду) утворюються активні частки неспареними електронами(Атоми, вільні радикали).

У результаті розвитку ланцюга радикали взаємодіють із вихідними молекулами, причому у кожному акті взаємодії утворюються нові радикали.

Обрив ланцюга настає, якщо два радикали стикаються і передають енергію, що виділяється при цьому, третьому тілу (молекулі, стійкої до розпаду, або стінки судини). Ланцюг також може обірватись, якщо утворюється малоактивний радикал.

Два типи ланцюгових реакцій - нерозгалужені та розгалужені.

У нерозгалужених реакціях на стадії розвитку ланцюга з кожного реагуючого радикалу утворюється один новий радикал.

У розгалужених реакціях на стадії розвитку ланцюга з одного реагуючого радикалу утворюється 2 або більше нових радикалів.

6. Чинники, що визначають напрямок протікання хімічної реакції. Елементи хімічної термодинаміки. Поняття: фаза, система, середовище, макро- та мікростану. Основні термодинамічні властивості. Внутрішня енергія системи та її зміна під час хімічних перетворень. Ентальпія. Співвідношення ентальпії та внутрішньої енергії системи. Стандартна ентальпія речовини. Зміна ентальпії у системах під час хімічних перетворень. Тепловий ефект (етальпія) хімічної реакції. Екзо- та ендотермічні процеси. Термохімія. Закон Гесса. Термохімічні розрахунки.

Термодинамікавивчає закономірності обміну енергією між системою та зовнішнім середовищем, можливість, напрямок та межі мимовільного перебігу хімічних процесів.

Термодинамічна система (або просто система) - тіло або група тіл, що взаємодіють, подумки виділяються в просторі. Решта простору за межами системи називається навколишнім середовищем (або просто середовищем). Система відокремлена від середовища реальною або уявною поверхнею.

Гомогенная система складається з однієї фази, гетерогенна система - із двох або більше фаз.

Фаза - це частина системи, однорідна у всіх її точках за хімічним складом та властивостями та відокремлена від інших частин системи поверхнею розділу.

Стан системи характеризується всією сукупністю її фізичних та хімічних властивостей. Макростан визначається усередненими параметрами всієї сукупності частинок системи, а мікростан - параметрами кожної окремої частки.

Незалежні змінні, що визначають макростан системи, називаються термодинамічних змінних, або параметрами стану. Як параметри стану зазвичай вибирають температуру Т, тиск р, об'єм V, хімічну кількість n, концентрацію і т. д.

Фізична величина, значення якої залежить лише від параметрів стану та не залежить від шляху переходу до цього стану, називається функцією стану. Функціями стану є, зокрема:

U – внутрішня енергія;

Н – ентальпія;

S – ентропія;

G – енергія Гіббса (вільна енергія або ізобарно-ізотермічний потенціал).

Внутрішня енергія системи U – це її повна енергія, що складається з кінетичної та потенційної енергії всіх частинок системи (молекул, атомів, ядер, електронів) без урахування кінетичної та потенційної енергії системи як цілого. Оскільки повний облік всіх цих складових неможливий, то при термодинамічному вивченні системи розглядають зміну її внутрішньої енергії при переході з одного стану (U1) в інший (U2):

U 1 U 2 U = U 2 - U1

Зміна внутрішньої енергії системи може бути визначена експериментально.

Система може обмінюватися енергією (теплотою Q) з довкіллям і виконувати роботу А, або, навпаки, над системою може бути виконана робота. Відповідно до першого закону термодинаміки, що є наслідком закону збереження енергії, теплота, отримана системою, може бути використана тільки на збільшення внутрішньої енергії системи та на вчинення системою роботи:

Q = U+A

Надалі розглядатимемо властивості таких систем, на які не впливають жодні інші сили, крім сил зовнішнього тиску.

Якщо в системі процес йде при постійному обсязі (тобто відсутня робота проти сил зовнішнього тиску), то А = 0. Тоді тепловий ефект процесу, що йде при постійному обсязі, Q v дорівнює зміні внутрішньої енергії системи:

Більшість хімічних реакцій, із якими доводиться зіштовхуватися у повсякденному житті, йде за постійного тиску (изобарные процеси). Якщо систему не діють інші сили, крім постійного зовнішнього тиску, то:

A = p(V2 - V 1 ) = pV

Тому в нашому випадку (р=const):

Qp=U + pV

Q р = U 2 - U 1 + p(V 2 - V 1 ), звідки

Q p = (U 2 + pV 2 ) - (U 1 + pV 1 ).

Функція U + pV називається ентальпією; її позначають буквою Н. Ентальпія є функцією стану і має розмірність енергії (Дж).

Qp= H 2 - H 1 = H,

тобто тепловий ефект реакції при постійному тиску та температурі Т дорівнює зміні ентальпії системи в ході реакції. Він залежить від природи реагентів та продуктів, їх фізичного стану, умов (Т, р) проведення реакції, а також кількості речовин, що беруть участь у реакції.

Ентальпією реакції називають зміну ентальпії системи, в якій реагенти взаємодіють у кількостях, рівних стехіометричним коефіцієнтам рівняння реакції.

Ентальпія реакції називається стандартною, якщо реагенти та продукти реакції знаходяться у стандартних станах.

Стандартний стан речовини - агрегатний стан або кристалічна форма речовини, в якій вона термодинамічно найбільш стійка за стандартних умов (T = 25 o C або 298 К; р = 101,325 кПа).

Стандартним станом речовини, що існує при 298 К у твердому вигляді, вважають його чистий кристал під тиском 101,325 кПа; у рідкому вигляді – чисту рідину під тиском 101,325 кПа; у газоподібному вигляді - газ із власним тиском 101,325 кПа.

Для розчиненої речовини стандартним вважають його стан у розчині при моляльності 1 моль/кг, причому передбачається, що розчин має властивості нескінченно розбавленого розчину.

Стандартна ентальпія реакції утворення 1 моль даної речовини з простих речовин, що знаходяться у своїх стандартних станах, називається стандартною ентальпією утворення цієї речовини.

Приклад запису: (CO2) = - 393,5 кДж/моль.

Стандартна ентальпія утворення простої речовини, що знаходиться в найбільш стійкому (при даних р і Т) агрегатному стані, приймається рівною 0. Якщо елемент утворює кілька алотропних модифікацій, то нульову стандартну ентальпію освіти має тільки найстійкіша (при даних р і Т) модифікація.

Зазвичай термодинамічні величинивизначають за стандартних умов:

р = 101,32 кПа та Т = 298 К (25 про С).

Хімічні рівняння, у яких вказано зміни ентальпії (теплові ефекти реакцій), називаються термохімічними рівняннями. У літературі можна зустріти дві форми запису термохімічних рівнянь.

Термодинамічна форма запису термохімічного рівняння:

З (графіт) + Про 2 (г) СО 2 (г); = - 393,5 кДж.

Термохімічна форма запису термохімічного рівняння цього процесу:

З (графіт) + Про 2 (г) СО 2 (г) + 393,5 кДж.

У термодинаміці теплові ефекти процесів розглядають із позицій системи. Тому якщо система виділяє теплоту, то Q< 0, а энтальпия системы уменьшается (ДH < 0).

У класичній термохімії теплові ефекти розглядаються з позицій довкілля. Тому, якщо система виділяє теплоту, приймається, що Q > 0.

Екзотермічним називається процес, що протікає з виділенням теплоти (ДH< 0).

Ендотермічним називається процес, що протікає із поглинанням теплоти (ДH > 0).

Основним законом термохімії є закон Гесса: "Тепловий ефект реакції визначається тільки початковим та кінцевим станом системи і не залежить від шляху переходу системи з одного стану до іншого".

Наслідок із закону Гесса: Стандартний тепловий ефект реакції дорівнює сумі стандартних теплот освіти продуктів реакції за вирахуванням суми стандартних теплот освіти вихідних речовин з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів:

• (реакції) = (прод.) -(вих.)
• 7. Поняття про ентропію. Зміна ентропії в ході фазових перетворень та хімічних процесів. Поняття про ізобарно-ізотермічний потенціал системи (енергії Гіббса, вільної енергії). Співвідношення між величиною зміни енергії Гіббса та величинами зміни ентальпії та ентропії реакції (основне термодинамічні співвідношення). Термодинамічний аналіз можливості та умов протікання хімічних реакцій. Особливості перебігу хімічних процесів у живих організмах.

Ентропія S - це величина, пропорційна логарифму числа рівноймовірних мікростанів (W), через які може бути реалізований цей макростан:

S = k· ln W

Одиниця ентропії - Дж/моль?

Ентропія є кількісною мірою ступеня невпорядкованості системи.

Ентропія зростає при переході речовини з кристалічного стану в рідке і рідкого в газоподібне, при розчиненні кристалів, при розширенні газів, при хімічних взаємодіях, що призводять до збільшення кількості частинок, і перш за все частинок у газоподібному стані. Навпаки, всі процеси, у яких упорядкованість системи зростає (конденсація, полімеризація, стиск, зменшення кількості частинок), супроводжуються зменшенням ентропії.

Існують методи розрахунку абсолютного значення ентропії речовини, тому в таблицях термодинамічних характеристик індивідуальних речовин наведено дані для S0, а не для ДS0.

Стандартна ентропія простої речовини, на відміну від ентальпії освітипростої речовини, яка не дорівнює нулю.

Для ентропії справедливе твердження, аналогічне розглянутому вище Н: зміна ентропії системи в результаті хімічної реакції (S) дорівнює сумі ентропій продуктів реакції за вирахуванням суми ентропій вихідних речовин. Як і під час обчислення ентальпії, підсумовують з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів.

Напрямок, в якому в ізольованій системі мимовільно протікає хімічна реакція, визначається спільною дією двох факторів: 1) тенденцією до переходу системи в стан із найменшою внутрішньою енергією (у разі ізобарних процесів – з найменшою ентальпією); 2) тенденцією до досягнення найбільш ймовірного стану, тобто стану, яке може бути реалізовано найбільшою кількістю рівноймовірних способів (мікростанів), тобто:

ДH > min, ДS > max.

Функцією стану, що одночасно відображає вплив обох згаданих вище тенденцій на напрям протікання хімічних процесів, служить енергія Гіббса (вільна енергія, або ізобарно-ізотермічний потенціал), пов'язана з ентальпією та ентропією співвідношенням

де Т – абсолютна температура.

Як видно, енергія Гіббса має ту ж розмірність, що й ентальпія, і тому зазвичай виявляється у Дж або кДж.

Для ізобарно-ізотермічних процесів (тобто процесів, що протікають при постійних температурі та тиску) зміна енергії Гіббса дорівнює:

G = H - TS

Як і у випадку H і S, зміна енергії Гіббса G в результаті хімічної реакції (енергія Гіббса реакції) дорівнює сумі енергій Гіббса утворення продуктів реакції за вирахуванням суми енергій Гіббса утворення вихідних речовин; підсумовують з урахуванням кількості молей що у реакції речовин.

Енергію Гіббса утворення речовини відносять до 1 молю цієї речовини і зазвичай виражають у кДж/моль; при цьому G 0 освіти найбільш стійкої модифікації простої речовини приймають рівним нулю.

При постійності температури і тиску хімічні реакції можуть мимовільно протікати тільки в такому напрямку, коли енергія Гіббса системи зменшується (G0). Це є умовою принципової можливості здійснення цього процесу.

У наведеній таблиці показана можливість та умови протікання реакції при різних поєднаннях знаків Н і S:

По знаку G можна будувати висновки про можливості (неможливості) мимовільного перебігу окремо взятого процесу. Якщо на систему впливати, то в ній можна здійснити перехід від одних речовин до інших, що характеризується збільшенням вільної енергії (G>0). Наприклад, у клітинах живих організмів протікають реакції утворення складних органічних сполук; рушійною силою таких процесів є сонячне випромінювання та реакції окиснення в клітині.