План лекц.. Строение вещества. I. Строение атома
 Скачать 14.08 Mb.
|
|
В химических реакциях объемы реагирующих и образующихся газов (при одинаковых условиях) относятся между собой как соответствующие стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции. Например, в химической реакции Н2 + Cl2 = 2 HCl 1 объем (Н2) + 1 объем (Cl2) = 2 объема (HCl) 4. Закон идеального газового состояния (Менделеева–Клапейрона, 1834 - 1874). В условиях, отличных от нормальных, объем (V) любого известного количества (п) или массы (m) газа может быть рассчитан из уравнения Менделеева–Клапейрона — выражения объединенного (универсального) закона идеального газового состояния Менделеева–Клапейрона:  , отсюда V = m.R.T/ M . р = n.R.T/p, где V – объем (л, дм3, 10-3м3). р – давление (Па, атм., мм рт.ст.), Т — абсолютная температура (К), m – масса (г), М – молярная масса (г/моль), п=  – количество (моль) газа; R – молярная газовая постоянная, R = 8,314  (кПа . л/(моль .К) или Па . м3 /(моль . К)); 0,082 атм . л/(моль . К); 62,34 л . мм рт.ст./(моль . К).Закон Менделеева–Клапейрона называют объединенным (универсальным), т.к. он устанавливает общие для идеальных и разреженных реальных газов и важнейшие зависимости: а) объема и давления газа от температуры, б) количеств разных газов и числа частиц в них от их объемов,- связывая частные газовые законы Бойля-Мариотта, Гей-Люссака, Шарля и Авогадро. Лекции №№ - . Тема: Физическая химия. Общие закономерности химических процессов I. Химическая термодинамика (энергетика химичес- ких процессов) Вопросы: 1. Понятия: химическая термодинамика (х. т/д-ка), термодинамические системы и их классификации (ти-пы), состояние системы, т/д -кие параметры и функ-ции состояния системы. Стандартное состояние системы. Термодинамический процесс и его типы. 2. Внутренняя энергия, теплота и работа. Понятие работы в химических системах. Первое начало термодинамики. Энтальпия. 3. Нулевой закон т/д–ки. Термохимия. Тепловой эффект реакции. Закон Гесса (основной закон термо-химии) и его следствия. Термохимические расчеты. 4. Понятие энтропии. Второе и третье начала (зако-ны) термодинамики. 5.Термодинамические потенциалы. Энергии Гиббса и Гельмгольца). Определение возможности и направления протекания химической реакции. Самостоятельная работа (Коровин «Общая химия», Чикин: «Химия», «Методи-ческие указания по выполнению лабораторных работ», «Сборник задач по химии» - 2012 г.) 1. Классическая термодинамика: основные законы (начала) и методы исследования термодинамических систем. 2. Расчеты тепловых эффектов химических реакций. Энергия химической связи. Энергия кристаллической решетки. Энтальпия процесса растворения. Теплота сгорания топлива (удельная теплота сгорания, ∆НT ). Калориметрия. Калорийность пищи. Изменение энтальпии в фазовых и полиморфных превращениях. 3. Теплоемкость: истинная, средняя, удельная, молярная; изохорная, изобарная. Уравнения Кирхгоффа. Правило Дюлонга-Пти. Правило аддитивности Неймана-Коппа. Химическая термодинамика - – это раздел физической химии, - наука, изучающая энергетикухимических реакций, т.е. изменение энергии в результате процессов в материальных системах, приводящих к изменению состава и свойств физических тел и веществ, из которых построена данная система. В химической термодинамике на основе законов общей термодинамики осуществляются расчеты условий протекания химических реакций и химического равновесия, определяется возможность и направление самопроизвольного течения химического процесса. Химическая термодинамика изучает тепловые эффекты химических реакций, фазовые пе-реходы (растворение, кристаллизацию, испарение и др.), адсорбцию и т.п. Термодинамический метод описания систем и процессов позволяет количественно связывать общие (макроскопические) свойства веществ и закономер-ности их изменений и на основании последних рассчитывать одни из этих свойств по экспери-ментальным величинам других свойств - без рассмотрения механизма процесса, его скорости, строения и свойств отдельных частиц веществ. Первое начало (первый закон) термодинамики: Количество энергии (теплоты Q), переданное системе, расходуется на изменение внутренней энергии системы ∆U - и на совершение работы А: Q = ∆U + А 1. В изохорном процессе (V = const): QV = ∆U, т.к. A = p ∆V, ∆V = 0 (V = const), то p ∆V = 0, иQV = ∆U Внутренняя энергия ∆U - основная т/д-кая (характеристическая) функция состояния системы, поэтому для изохорных процессов количество теплоты - тоже функция состояния,а значит, также не зависит от пути процесса и определяется только начальным и конечным состояниями системы. 2. Изобарный процесс (p = const): QP = ∆U + р∆V При протекании химических процессов обычно единствен-ным видом работы является работа против сил внешнего давления (расширение газа при р = сопst): А = р∆V. Тогда 1-е начало будет в виде: QP = ∆U + р∆V Для характеристики изобарного процесса используют другую термодинамическую функцию состояния системы, называемую энтальпией (Н). Энтальпияопределяет содержание свободной внутренней энергии системы и часть общей энергии, расходуемую на совершение работы: Н = U + рV. Количество теплоты, переданное системе (или отнятое от нее) при постоянном давлении, численно равно и противо-положно по знаку изменению энтальпии системы ∆Н: │QP │ = ∆Н, тогда∆Н = ∆U + p∆V, Таким образом, в изобарном процессе количество погло-щенной теплоты - тоже функция состояния,не зависящая от пути процесса и определяемая только начальным и конечным состояниями системы как изменение энтальпии. Для экзотермической реакции ∆Н < 0, т.к. она протека-ет с выделением тепла системой, и внутренняя энергия системы и возможность совершения ею работы уменьшаются. В эндотермической реакции ∆Н > 0, т.к. происходит поглощение тепла системой и энергосодержание системы увеличивается. Условия, при которых реакционная система, все участвующие в реакции вещества находятся в стандартном состоянии, называют стандартными условиями протекания реакции: р = 101,325 кПа, и обычно Т = 298 К. Стандартную энтальпию реакции образования1 моля вещества из простых веществ называют стандартной энтальпией образования этого вещества (∆Н0, кДж/моль). Стандартная энтальпия образования простых веществ равна нулю. 3. Изотермический процесс (Т = const): ∆U = 0, Тогда уравнение 1-го начала: Q = A Следовательно, при изотермическом процессе поглощенная системой теплота расходуется только на совершаемую системой механическую работу. 4. Адиабатический процесс (Q = 0): Уравнение 1-го начала принимает вид: A = - ∆U, т.к.Q = ∆U + A, ∆U + A = 0, A = - ∆U Это означает, что в адиабатическом процессе система совершает только механичеcкую работу и только за счет убыли внутренней энергии системы. Работа обратимого адиабатического расширения идеального газа: А = -∆U = n СV(T1 –T2), где n– количество вещества (моль), СV – молярная (мольная) изохорная теплоемкость (кДж/моль .К). Иначе эту работу можно выразить через начальные и конечные давление и объем: А = (р1V1 – р2V2) /γ-1 где γ = Сp / СV , а Ср – молярная изобарная теплоемкость (кДж/моль .К) Термохимия - основной раздел химической термодинамики - наука, изучающая тепловые эффекты химических реакций. Термохимические уравнения Уравнения химических реакций, в которых указаны изменения энтальпии (тепловые эффекты реакций) и агрегатные состояния веществ, называют термохимическими: С (графит) + О2(г) = СО2(г), ∆Н0298 = - 393,5 кДж/моль Мg(к) + ½ СО2(г) = МgО(к) + ½ С (графит), ∆Нf0= - 810 кДж/моль Термохимические уравнения, как видим, имеют еще одну особен-ность: стехиометрические коэффициенты перед формулами веществ могут быть дробными (в расчете на 1 моль вещества). Законы термохимии Первым (по времени) законом термохимии считают законЛомоносова – Лавуазье – Лапласа (1784 г.): Тепловой эффект реакции образования вещества (любой прямой реакции) равен по величине и противоположен по знаку реакции разложения этого вещества (т.е. обратной реакции). Пример: С (графит) + О2(г) = СО2(г), ∆Н0298 = -393,5 кДж/моль СО2(г) = С (графит) + О2(г), ∆Н0298 =+393,5 кДж/моль Основным законом термохимии является закон Гесса (1840 г.): Тепловой эффект химической реакции (т.е. изменение энтальпии системы в изобарных условиях) зависит только от начального и конечного состояния (энтальпий) участвующих в реакции веществ и не зависит от промежуточных стадий (пути протекания) процесса. Закон Гесса имеет несколькоследствий, важных для расчетов: Следствие 1. Тепловой эффект химической реакции (∆Нх.р.) равен сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов (числа молей) при формулах веществ в уравнении реакции. Стандартная энтальпия (теплота) образования (∆Нf0) – тепловой эффект реакции образования 1 моль данного веще-ства из простых веществ (или элементов) в стандартных условиях (давление 1,013.105 Па, Т ≈ 298 К) и когда все участники реакции - в устойчивых агрегатных состояниях. Пример 1. Определить тепловой эффект ∆Н0 реакции: 2Мg(к) + СО2(г) = 2МgО(к) + С (графит), если известно, что стандартная энтальпия образования СО2 и МgО равны соответственно -393,5 и -601,8 кДж/моль, теплота образования Мg и С (графит), как простых веществ, равны 0. Решение: ∆Н0 = 2∆Н0МgО - ∆Н0СО  = 2(-601,8) + 393,5 = -810 кДж Следствие 2. Если известны тепловые эффекты ряда реак-ций, то можно определить тепловой эффект ∆Нх.р другой реакции, в которую входят вещества и соединения, участвующие в реакциях с известными тепловыми эффектами. При этом с термохимическими уравнениямиможно производить самые различные арифметические действия (сложение, вычитание, умножение, деление), как с алгебраическими уравнениями, а затем, при расчете неизвестного теплового эффекта ∆Нх.р – те же действия производят с данными тепловыми эффектами соответствующих реакций. Пример 2. Вычислить тепловой эффект реакции образования N2О (г), если известны тепловые эффекты следующих реакций: 1) С (графит) + 2N2О (г) = СО2 + 2N2(г), ∆Н01 = -557,5 кДж; 2) С (графит) + О2(г) = СО2(г), ∆Н02 = -393,5 кДж. Решение: Запишем термохимическое уравнение образования N2О из простых веществ: 3) N2(г) + 1/2О2 = N2О(г), ∆Н03 = ? Уравнение (3) можно получить из уравнений (1) и (2), если обе части уравнения (1) умножить на (-1/2), а обе части уравнения (2) умножить на (1/2), затем сложить левые и правые части уравнений и сократить одинаковые элементы в обеих частях уравнения: 1) 1/2СО2(г) + N2(г) = 1/2С (графит) + N2О (г); 2) 1/2С (графит) +1/2О2(г) = 1/2СО2(г) --------------------------------------------------------------- 3) -1/2N2(г) + 1/2О2 = N2О(г) Для определения ∆Н03 аналогичные действия проведем с тепловыми эффектами обоих уравнений: ∆Н03 = -1/2 ∆Н01 + 1/2∆Н02 = 1/2·557,5 - 1/2·393,5 = 82,0 кДж/моль Следствие 3. Тепловой эффект химической реакции ∆Нх.р равен сумме стандартных теплот сгорания (∆Нc0) исходных веществ реакции за вычетом суммы стандартных теплот сгорания продуктов с учетом соответствующих стехиометрических коэффициентов при формулах этих веществ в уравнении данной реакции. |