|
|
Шпора по химии №1(ULTIMATE). Билет 1 Химический элемент
Теплота образования (АН0»») - количество теплоты, которое выделяется при образовании 1 моля соединения из простых веществ при стандартных условиях . Теплоты образования простых веществ (Н2, О2, С12) условно приняты равными нулю. В качестве стандартных условий выбраны Т =298 К и /'=101,852 кПа (1 атм). Энтальпия образования зависит от агрегатного состояния вещества (газ, жидкость, кристалл), а ее значение характеризует стремление системы (вещества) к упорядочению, например, ДН0298(Н2Опар)=-241,8 кДж/моль, ДН°298(Н2ОЖИд) =-28568 кДж/моль.
В основе всех термодинамических расчетов лежит закон Гесса(1840г.):
-тепловой эффект реакции зависит только от природы и физического состояния исходных и конечных веществ, но не зависит от пути перехода. Для термохимических расчетов обычно используют следствие из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции (АН *,,) равен сумме теплот образования (АНобр) продуктов реакции за вычетом суммы тегоют образования исходных
веществ с учетом стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции:
- 2ДНИСХ, или для стандартных условий: ДН0^ хр = 1ЛН°Х» прод - 2ЛН°298 иск-
|
БИЛЕТ № 24 Энтропия (S) как функция состояния связана с числом равновероятных микроскопических состояний (W), которыми можно реализовать данное макро состояние системы, и выражается уравнением: S = klgW, где ft - коэффициент пропорциональности. Наименьшую энтропию имеют правильно построенные кристаллы. Возрастает энтропия для одного и того же вещества при переходе из кристаллического состояния в жидкое, но особенно при переходе от жидкого в газообразное. Энтропия определяет стремление системы к беспорядку и является мерой не-упорядоченности системы. Изменения энтропии при протекании химических процессов рассчитываются по уравнению:
Sxp = 15прод - LS^ , ИЛИ ПРИ СТаНДарТНЫХ УСЛОВИЯХ: A^298xp=^»8npe«-^»eiiM.
Для выяснения возможности самопроизвольного протекания химической реакции в ту или другую сторону необходимо учитывать две составляющие движущей силы реакции: 1)стрем-ление к порядку ( ДН°298 хр) и 2)стремление к беспорядку (AS^xp) при постоянных давлении и температуре.
Общая движущая сила химической реакции определяется энергией Гиббса: ДО = АН - Т AS.
Энергия Гиббса, или изобарно-изотермический потенциал, также является функцией состояния системы и подчиняется следствию закона Гесса:
АО°298 хр = £AG°298 прод - £AG°298 исх (для стандартных условий). Самопроизвольно протекают процессы, если: AG ц, - LAG прод - SAG «ex < 0. При состоянии равновесия AG хр = 0, а ДНхр = Т
Пример. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропии веществ вычислите ДО°298 реакции. Возможна ли эта реакция? Чем можно объяснить, что ASxp < О ? NH3(r) + НС1(г) = МН4С1(к)
Решете. АО0», хр = АН0», хр - ТДУ»,, , где AH°j98 и 5°298 - функции состояния. Поэтому
ДН°298 хр = 1ДН°298 „род - 2ДН°298 „сх, Д5°298хр= 23°298прод - LS°29S „ох-
Из таблицы стандартных теплот образования веществ и абсолютных энтропии образования веществ берем необходимые данные и рассчитываем:
АН°298ч)= -315,39 - (-46,19) - (-92,31) = -176,89 (кДж/моль), AS°298xp = 94.5 - 192,5 - 186,68 = -284,68 (Дж/моль-К). АО^ч,^ -176,89 - 298-(-0,28468) = -92,08 (кДж)
Вывод: изменение AG°298 хр <0, следовательно, при стандартных, условиях эта реакция будет протекать самопроизвольно. Энтропия в процессе реакции уменьшается (Д5°298хр < 0), так как из двух молей газообразных веществ (МНз(г) и НС1(г)), где возможность хаотического движения большая, получается 1 моль кристаллического веществ (МЬЦСКк))
|
|
БИЛЕТ №26
Электролиты - вещества, растворы которых проводят электрический ток. К электролитам относятся кислоты, основания и соли. Электролиты в водных растворах диссоциируют (распадаются) на ионы - катионы (+) и анионы (-). Именно ионы переносят электрический ток в растворах.
Объяснение существования подвижных ионов в растворах электролитов было впервые предложено шведским ученым Аррениусом в 1883 г. Согласно его теории электролитической диссоциации, в растворах электролитов существует равновесие между активной частью электролита, способной проводить электрический ток, и неактивной, не проводящей тока. Теория электролитической диссоциации далее была развита в работах Вант - Гоффа, Менделеева. Диссоциация электролитов происходит при их растворении и является продуктом взаимодействия растворенного вещества и растворителя. К электролитам относятся твердые вещества с ионной кристаллической ионной решеткой (ионная связь), молекулы с полярной ковалентной связью. В общем случае процесс взаимодействия растворенного вещества с растворителем называется сольватацией, а если растворителем является вода, то – гидратацией. Гидратацию можно условно разделить на два составляющих процесса, которые протекают одновременно: разрыв связей в растворяемом веществе (эндотермический процесс) и образование гидратов (экзотермический процесс). Гидраты - это соединения разной прочности между ионами растворенного вещества и полярными молекулами воды. Гидратированные ионы электролита содержат в своем окружении разное число молекул растворителя.
NaCI кр + H2O NaCI р-р Na+ * m H2O + CI- pH2O,
Твердая фаза раствор гидрат катиона гидрат аниона
где n, p – число молекул растворителя в гидратной оболочке иона. Число молекул растворителя, взаимодействующих с одним ионом, называется числом гидратации. Число гидратации зависит от заряда иона, его размера и температуры раствора. Например, для катионов щелочных металлов число гидратации, определенное по скорости перемещения ионов без воздействия электрического тока, имеют следующие значения: ион Li+ Na+ K+ Rb+ Cs+
число гидратации 120 66 16 14 13
|
|
|
|
|
Скачать 0.71 Mb.