Методичні поради
(Л.1, с. 168-210)
У термохімії вивчаються теплові ефекти хімічних реакцій. Термохімічні розрахунки ґрунтуються на застосуванні закону Гесса. Грунтуючись на цьому законі, можна обчислювати теплові ефекти реакцій, користуючись табличними даними (дод., табл.3). Слід звернути увагу на те, що термохімічні таблиці зазвичай побудовані на основі даних для простих речовин, теплоти утворення яких прийняті рівними нулю.
Термодинаміка розробляє загальні закономірності перебігу хімічних реакцій. Ці закономірності можуть бути кількісно визначені такими термодинамічних величин: внутрішньою енергією системи (U), ентальпією (H), ентропією (S) та ізобарно-ізотермічним потенціалом (G-вільна енергія Гіббса).
Вчення про швидкість хімічних реакцій називається хімічною кінетикою. Центральними питаннями цієї теми є закон дії мас та хімічна рівновага. Вчення про швидкість хімічних реакцій і про хімічну рівновагу має велике значення, оскільки дозволяє керувати перебігом хімічних реакцій.
Теоретичні аспекти
4.1 Хімічна термодинаміка
Хімічна термодинаміка – наука про залежність напряму та меж перетворення речовин від умов, у яких ці речовини знаходяться.
На відміну від інших розділів фізичної хімії (будова речовини та хімічна кінетика), хімічну термодинаміку можна застосовувати, нічого не знаючи про молекулярну будову речовини. Такий опис вимагає значно менше вихідних даних.
приклад:
Ентальпію утворення глюкози не можна визначити прямим експериментом:
6 C + 6 H 2 + 3 O 2 = C 6 H 12 O 6 (H х - ?) така реакція неможлива
6 CO 2 + 6 H 2 O = C 6 H 12 O 6 + 6 O 2 (H у -?) Реакція йде в зеленому листі, але разом з іншими процесами.
Користуючись законом Гесса, достатньо скомбінувати три рівняння спалювання:
1) C + O 2 = CO 2 H 1 = -394 кДж
2) H 2 + 1/2 O 2 = H 2 O (пар) H 2 = -242 кДж
3) C 6 H 12 O 6 + 6 O 2 = 6 CO 2 + 6 H 2 O H 3 = -2816 кДж
Складаємо рівняння, "розгортаючи" третє, тоді
H х = 6 H 1 + 6 H 2 - H 3 = 6(-394) + 6(-242) -(-2816) = -1000 кДж/моль
При рішенні не використано жодних даних щодо будови глюкози; не розглядався також механізм її горіння.
Ізобарний потенціал виражається в кДж/моль. Його зміна у процесі хімічної реакції залежить від шляху протікання реакції, а визначається лише початковим і кінцевим станом реагуючих речовин (закон Гесса):
ΔG реакц = Σ ΔG кінцевий. продукт - Σ ΔG вихідних речовин
Конкретний об'єкт термодинамічного дослідженняназивають термодинамічної системою, виділеної з навколишнього світу реально існуючими чи уявними поверхнями. Системою може бути газ у посудині, розчин реагентів у колбі, кристал речовини або навіть подумки виділена частина цих об'єктів.
Якщо в системі є реальні поверхні розділу, що відокремлюють один від одного частини системи, що відрізняються за властивостями, система називається гетерогенної(Насичений розчин з осадом), якщо таких поверхонь немає, система називається гомогенної(Істинний розчин). Гетерогенні системи містять щонайменше двох фаз.
Фаза– сукупність всіх гомогенних частин системи, однакових за складом та за всіма фізичними та хімічним властивостям(не залежним від кількості речовини) та відмежованих від інших частин системи поверхнею розділу. Усередині однієї фази властивості можуть змінюватися безперервно, але поверхні розділу між фазами властивості змінюються стрибком.
Компонентаминазивають речовини, мінімально необхідні складання цієї системи (мінімум один). Число компонентів у системі дорівнює числу речовин у ній присутніх, мінус число незалежних рівнянь, що зв'язують ці речовини.
За рівнями взаємодії з довкіллям термодинамічні системи прийнято ділити на:
– відкриті – обмінюються з довкіллям речовиною та енергією (наприклад, живі об'єкти);
- Закриті - обмінюються тільки енергією (наприклад, реакція в закритій колбі або колбі зі зворотним холодильником), найчастіший об'єкт хімічної термодинаміки;
– ізольовані – не обмінюються ні речовиною, ні енергією та зберігають постійний обсяг (наближення – реакція у термостаті).
Властивості системи поділяють на екстенсивні (підсумовуються) – наприклад, загальний обсяг, маса, та інтенсивні (що вирівнюються) – тиск, температура, концентрація тощо. Сукупність властивостей системи визначає її стан. Багато властивостей взаємопов'язані, тому для гомогенної однокомпонентної системи з відомою кількістю речовини достатньо вибрати для характеристики стану два з трьохвластивостей: температуру T, тиск p і об'єм V. Зв'язувальні властивості рівняння називають рівнянням стану, для ідеального газу це:
Закони термодинаміки
Перший закон термодинаміки:Енергія не створюється та не знищується. Вічний двигун (perpetuum mobile) першого роду неможливий. У будь-якій ізольованій системі загальна кількість енергії постійно.
У загальному випадку робота, що здійснюється хімічною реакцією при постійному тиску (ізобарний процес), складається зі зміни внутрішньої енергії та роботи розширення:
Для більшості хімічних реакцій, що проводяться у відкритих судинах, зручно використовувати функцію стану, збільшення якої дорівнює теплоті, отриманої системою в ізобарному процесі. Ця функція називається ентальпія(Від грец. "Ентальпо" - нагріваю):
Інше визначення: різниця ентальпій у двох станах системи дорівнює тепловому ефекту ізобарного процесу.
Існують таблиці, що містять дані щодо стандартних ентальпіях утворення речовин H o 298 . Індекси означають, що для хімічних сполук наведені ентальпії утворення 1 моль їх з простих речовин, взятих у найбільш стійкій модифікації (крім білого фосфору – не найстійкішої, а відтворюваної форми фосфору) при 1 атм (1,01325∙10 5 Па або 760 мм.рт.ст) та 298,15 К (25 про С). Якщо йдеться про іони у розчині, то стандартною є концентрація 1М (1 моль/л).
Знак ентальпії визначається "з точки зору" самої системи: при виділенні теплоти зміна ентальпії негативно, при поглинанні теплоти зміна ентальпії позитивна.
Другий закон термодинаміки
Зміна ентропіїдорівнює (за визначенням) мінімальної теплоти, що підводиться до системи в оборотному (всі проміжні стани рівноважні) ізотермічному процесі, поділеному на абсолютну температуру процесу:
S = Q хв. /T
На даному етапі вивчення термодинаміки слід сприйняти як постулат, що існує деяка екстенсивна властивість системи S, яка називається ентропією, зміна якої так пов'язана з процесами в системі:
У мимовільному процесі S > Q хв. /T
У рівноважному процесі S = Q хв. /T
< Q мин. /T
Для ізольованої системи, де dQ = 0, отримаємо:
У мимовільному процесі S > 0
У рівноважному процесі S = 0
У мимовільному процесі S< 0
У загальному випадку ентропія ізольованої системи або збільшується, або залишається постійною:
Поняття ентропії виникло з раніше отриманих формулювань другого закону (початку) термодинаміки. Ентропія – властивість системи загалом, а чи не окремої частки.
Третій закон термодинаміки (постулат Планка)
Ентропія правильно сформованого кристала чистої речовини при абсолютному нулі дорівнює нулю(Макс Планк, 1911р.). Цей постулат можна пояснити статистичної термодинамікою, за якою ентропія є міра безладності системи на мікрорівні:
S = k b lnW – рівняння Больцмана
W – число різних станів системи, доступне їй за цих умов, або термодинамічна ймовірність макростану системи.
k b = R / N A = 1,38. 10 -16 ерг/град – постійна Больцмана
У 1872 р. Л.Больцман запропонував статистичне формулювання другого закону термодинаміки: ізольована система еволюціонує переважно у напрямку більшої термодинамічної ймовірності.
Введення ентропії дало можливість встановити критерії, що дозволяють визначити напрямок та глибину протікання будь-якого хімічного процесу (для великої кількості частинок у рівновазі).
Макроскопічні системи досягають рівноваги, коли зміна енергії компенсується ентропійною складовою:
При постійному обсязі та температурі:
U v = TS v або (U-TS) = F = 0- енергія Гельмгольця або ізохорно-ізотермічний потенціал
При постійному тиску та температурі:
H p = TS p або (H-TS) = G = 0 - енергія Гіббсачи вільна енергія Гіббса чи ізобарно-ізотермічний потенціал.
Зміна енергії Гіббса як критерій можливості хімічної реакції: G = H - TS
При G< 0 реакция возможна;
при G>0 реакція неможлива;
при G = 0 система перебуває у рівновазі.
Можливість мимовільної реакції в ізольованій системі визначається поєднанням знаків енергетичного (ентальпійного) та ентропійного факторів:
Є великі табличні дані за стандартними значеннями G0 і S0, що дозволяють обчислити G0 реакції.
Якщо температура відрізняється від 298 К і концентрації реагентів – від 1М, для процесу в загальному вигляді:
G = G 0 + RT ln([C] c [D] d /[A] a [B] b)
У положенні рівноваги G = 0 і G 0 = -RTlnK р, де
K р = [C] c рівн [D] d рівн /[A] a рівн [B] b рівн константа рівноваги
K р = exp (-G/RT)
Користуючись наведеними формулами можна визначити температуру, починаючи з якої ендотермічна реакція, при якій зростає ентропія, стає легко здійсненною. Температура визначається за умови.
Термодинаміка -наука про перетворення одних форм енергії на інші на основі закону збереження енергії. Термодинаміка встановлює напрямок мимовільного перебігу хімічних реакцій за 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 тільки 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 безладдя (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 чи розриві зв'язків між атомами тощо. Процеси, пов'язані з упорядкованістю системи: конденсація, кристалізація, стискування, 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 сЗ + 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 якийсь вплив (змінити температуру, тиск або концентрацію), то система буде реагувати 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-або 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 кількість 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 це питання завдання потрібно обчислити стандартне зміна 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 нульову.
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) CaCO3(K) = CaO(K) + CO2(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:Усуненням або зсувом хімічної рівноваги називають зміни рівноважних концентрацій реагуючих речовин в результаті зміни однієї з умов реакції.
Зміщення хімічної рівноваги підпорядковується принципу Ле-Шательє, згідно з яким зміна однієї з умов, за яких система знаходиться в рівновазі, викликає усунення рівноваги у напрямку тієї реакції, яка протидіє похідної зміни.
а) Оскільки реакція розкладання PCl 5 ендотермічна , то зміщення рівноваги у бік прямий реакції необхідно підвищити температуру.
б) Оскільки у цій системі розкладання PCl 5 веде до збільшення обсягу (з однієї молекули газу утворюється дві газоподібні молекули), то зміщення рівноваги у бік прямий реакції треба зменшити тиск.
в) Зміщення рівноваги у зазначеному напрямку можна досягти як збільшенням 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 цієї 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) = 2СO (г) + 2H 2(г)
82. FeO (K) + CO (г) = Fe (K) + CO 2 (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) = 2СO (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. NH 3(г) + HCl (г) = NH 4 Cl(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 КІНЕТИКИ ТА РІВНОВАГИ»
Основи хімічної термодинаміки
1 . Що вивчає хімічна термодинаміка:
1) швидкості протікання 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 з довкіллям ні речовиною, ні енергією;
2) обмінюється з навколишнім середовищем та речовиною, та енергією;
3) обмінюється з довкіллям енергією, але з обмінюється речовиною;
4) обмінюється з довкіллям речовиною, але з обмінюється енергією.
4. Ізольованою системою називають таку систему, яка:
1) не обмінюється з довкіллям ні речовиною, ні енергією;
2) обмінюється з навколишнім середовищем та речовиною, та енергією;
3) обмінюється з довкіллям енергією, але з обмінюється речовиною;
4) обмінюється з довкіллям речовиною, але з обмінюється енергією.
5. До якого типу термодинамічних систем належить розчин, що знаходиться в запаяній ампулі, поміщеній у термостат?
1) ізольованою;
2) відкритою;
3) закритою;
4) стаціонарний.
6. До якого типу термодинамічних систем належить розчин, що знаходиться в запаяній ампулі?
1) ізольованою;
2) відкритою;
3) закритою;
4) стаціонарний.
7. До якого типу термодинамічних систем належить жива клітина?
1) відкритої;
2) закритою;
3) ізольованою;
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 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) залежить тільки від початкового стану системи;
4) залежить тільки 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 довкіллям 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, буд.
15. Процеси, що протікають за постійної температури, називаються:
1) ізобаричними;
2) ізотермічними;
3) ізохоричними;
4) адіабатичні.
16 . Процеси, що протікають при постійному обсязі, називаються:
1) ізобаричними;
2) ізотермічними;
3) ізохоричними;
4) адіабатичні.
17 . Процеси, що протікають при постійному тиску, називаються:
1) ізобаричними;
2) ізотермічними;
3) ізохоричними;
4) адіабатичні.
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-Гоффа.
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) постійною;
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) внутрішньої енергії;
2) жодне з попередніх визначень неправильне;
3) ентальпії;
4) Ентропія.
31. Які процеси називають ендотермічними?
32 . Які процеси називають екзотермічними?
1) котрим АН негативно;
2) для яких AG негативно;
3) котрим АН позитивно;
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-Гоффа;
3) Сєченова;
35. При окисненні яких речовин в умовах організму виділяється більша кількість енергії?
1) білків;
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 за ізохорно-ізотермічних умов;
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 при:
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 використовувати, щоби 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 закону термодинаміки для ізольованих систем?
44 . Якщо система оборотно отримує кількість теплоти Q при температурі Т, то про 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 мимоволі 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 зростає, 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 напрям 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) незворотного процесу;
3) гомогенного;
4) гетерогенного.
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 втрат 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) рахунок зменшення ентропії.
56. За рахунок чого відбувається маскимальна корисна робота живим організмом в ізобарно-ізотермічних умовах?
1) за рахунок зменшення 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 мимоволі можуть здійснюватися тільки такі процеси, внаслідок яких енергія Гіббса:
1) не змінюється;
2) збільшується;
3) зменшується;
4) досягає максіального значення.
64 . Для деякої хімічної реакції в газовій фазі за постійних Р і TAG > 0. У якому напрямку мимоволі протікає ця реакція?
Г) у прямому напрямку;
2) не може протікати за даних 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) за будь-яких співвідношеннях АН і 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) в, буд.
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) нічого очікувати, оскільки AG > 0;
2) буде, оскільки AG
4) не буде, тому що AG
79 . Калорійністю поживних речовин називається енергія:
1) що виділяється при повному окисленні 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 мимовільно протікати?
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) неспроможна, оскільки \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.
ПрограмаПараметрів 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 ооп вп. Документи, що регламентують зміст та організацію освітнього процесу при реалізації ооп (3)
РегламентМодуль 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.
ДокументПрості 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 програма4.1.5. Окисно-відновні процеси. Основиелектрохімії Окисно-відновні процеси. ... Способи кількісного виразу складу розчинів. 5 Хімічна термодинаміка 6 Кінетикаі рівновага. 7 Дисоціація, рН, гідроліз 8 ...
Розрив хімічних зв'язків супроводжується поглинанням певної кількості енергії (ендотермічна реакція), а утворення зв'язку виділенням енергії (екзотермічна реакція). Залежно від співвідношення цих кількостей у результаті хімічної реакції енергія виділяється чи поглинається. Обидва типи реакцій йдуть у відповідності з другим початком термодинаміки для відкритих систем. Екзотермічні реакції породжують хаос, допускаючи витік енергії у навколишнє середовище, та заодно знижують ентропію всередині системи, створюючи нову складнішу структуру. Ендотермічні реакції знижують ентропію в навколишньому середовищі і за рахунок енергії, взятої ззовні, збільшують хаос усередині системи.
Основними напрямками сучасної хімії є кінетика та термодинаміка хімічних реакцій, які дозволяють теоретично пояснити ефективність та швидкість протікання реакцій. Відповідно до пануючої теорії «співдарення», ефективність і швидкість реакції залежать від концентрації реагуючих речовин і кінетичної енергії хаотичного руху їх молекул. Однак висока ефективністьі швидкість багатьох реакцій має місце при низьких концентраціях і зниженій температурі. У цьому випадку ефективність забезпечується наявністю в реакційній суміші каталізатора- Речовини, що прискорює хімічну реакцію, але не входить до складу її кінцевих продуктів. Наприклад. Механізм дії каталізатора Доу реакції А+В=АВ можна схематично показати так: 1) А+ К =А До; 2) А До.+В=АВ+ До. При цьому взаємодія речовин, що реагують з каталізаторами, не обов'язково має хімічну природу. Ефективність реакцій у живих клітинах обмежена досить низькими температурами, зв'язковими із збереженням білкової структури та низькими концентраціями реагуючих речовин, тому всі клітинні реакції є каталітичними. Роль каталізаторів більшості реакцій у живих клітинах грають білки – ферменти. В основі механізму роботи багатьох ферментів лежить відповідність його просторової структури та просторових структур реагуючих речовин за принципом «ключа» – «замкової свердловини». Як правило, ферменти є високоспецифічними та забезпечують лише одну або кілька однотипних реакцій.
Усі хімічні реакції поділяються на два типи: оборотніі незворотні.Необоротні реакції протікають тільки в одному напрямку - утворення продуктів реакції і йдуть до повного
витрати хоча б однієї з реагуючих речовин.
В ході оборотнихреакцій жодна з реагуючих речовин не витрачається повністю. Оборотниминазивають реакції, які одночасно протікають у прямому та зворотному напрямку.
Стан оборотної реакції, при якому швидкість прямої реакції дорівнює швидкості зворотної реакції, називається хімічною рівновагою. У рівноважному стані пряма та зворотна реакції не припиняються. Але оскільки їх швидкості у своїй рівні, то видимих змін у системі немає: концентрації всіх реагуючих речовин залишаються постійними. Вивчення термодинаміки оборотних та незворотних хімічних реакцій показало, що динамічна рівновага оборотних реакцій може бути зміщена, і напрямок цього зсуву визначається принципом французького вченого Ле-Шательє. Якщо систему, що у стані динамічного рівноваги надати зовнішнє вплив (змінити концентрацію, температуру, тиск), то рівновага зміщується убік тієї реакції, яка протидіє цьому впливу. У цьому принципі базується саморегуляція рівноваги як хімічних реакцій, а й будь-яких інших відкритих систем.
У багатьох хімічних реакціях спочатку утворюється невелика речовина активних атомів або вільних радикалів, що швидко реагують з молекулами вихідних речовин, потім знову утворюються так, що їх концентрація не змінюється. Виходить, що одна така частка може викликати ланцюг нерозгалужених і розгалужених реакцій (ланцюгових реакцій), що повторюються.
Кінетика та термодинаміка різних типів хімічних реакцій лягли в основу таких напрямків сучасної хімії, як хімічна еволюція та самоврядні складні хімічні реакції. Створюючи комплекс певних фізичних умов, джерел енергії та каталізаторів, можна домогтися того, що суміш певних простих речовин шляхом послідовності неконтрольованих людиною хімічних реакцій з утворенням проміжних сполук прийде до створення потрібного нам кінцевого продукту. Таким чином, в умовах ультрафіолетового опромінення періодичних електричних розрядів, із суміші водню, аміаку, метану, окису вуглецю, вуглекислого газу, сірководню та мінімальних кількостей кисню, вдалося отримати мимовільний синтез амінокислот, цукрів, азотистих основ та більш складних органічних сполук. Наприклад - попередники ферментів та хлорофіл рослин. Все це в принципі доводить можливість появи складних органічних сполук із неорганічних простих речовин шляхом мимовільної хімічної еволюції.
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 у цьому, що дозволяє розрахувати теплові ефекти реакції, заздалегідь вказати можливість чи неможливість здійснення реакції, і навіть 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 і кінцевим станами системи і 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 Геса 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 всі вони визначають напрямок мимовільних процесів: 1. Теплота не може спонтанно 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 по числу стадій Прості протікають в один елементарний хімічний актСкладні протікають у кілька стадій Зворотна реакція А В Зворотна реакція: А В Паралельні: В А С Послідовні: АВС Поєднані: А D Поєднані: 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:
