Тема 3. Загальні закономірності хімічних процесів.

Хімічна термодинаміка та кінетика

Вступ

Центральним у хімії є вчення про перетворення речовин, у тому числі про енергетику та кінетику хімічних реакцій. Засвоєння цього вчення дозволяє передбачати можливість та напрямок хімічних процесів, розраховувати енергетичні ефекти та енерговитрати, швидкість отримання та вихід продуктів у реакції, впливати на швидкість хімічних процесів, а також запобігати небажаним реакціям у тих чи інших пристроях, установках та приладах.

3.1. Хімічна термодинаміка та кінетика

Обмін енергією між системою, що вивчається, і зовнішньоюсередовищем описують закони, які вивчаєтермодинаміка. Застосування законів термодинаміки в хімії дозволяє вирішити питання про принципову можливість різних процесів, умови їх здійснення,ділити ступінь перетворення реагуючих речовин на хімічних реакціях та оцінити їх енергетику.

Хімічна термодинаміка , розглядає взаємозв'язки між роботою та енергією стосовно хімічних перетворень.

Теплова та механічна енергія - алгебраїчнівеличини. Знаки величинQ і А у термодинаміці расвиглядають стосовно системи. Енергія, отримайтеема системою, позначається знаком «+», віддана системою – знаком «-».

Змінні величини, що визначають стан системи, називаютьсяпараметрами стану. Серед них у хімії найчастіше використовуються тиск, температура, об'єм, склад системи. Стан системи та провихідні зміни характеризуються також з допомогоюфункцій стану, залежать від параметрів стану і не залежать від шляху переходу системи зодного стану до іншого. До них відносяться внутрішняенергія, ентальпія, ентропія, ізобарно-ізотермічнийпотенціал та ін.

Процеси, що протікають при постійному тиску,ізобарні, при постійному обсязі -ізохорні, при постійній температурі -ізотермічні. Більшість хімічних реакцій протікають у відкритих судинах,тобто при постійному тиску, що дорівнює атмосферному.

Хімічна кінетикавивчає характеристики хімічного процесу, як швидкість реакції та залежність її від зовнішніх умов.

3.2. Енергетика хімічних процесів

У процесі хімічної реакції відбувається розриводних хімічних зв'язків та утворення нових. Цей процес супроводжується виділенням чи поглинанням теплоти, світла чи іншого виду енергії. Енергетичні ефефекти реакцій вивчає наука термохімія. У термохіміїкористуються термохімічними рівняннями реакцій, якторі враховують:

агрегатний стан речовини;

тепловий ефект реакції (Q).

У цих рівняннях часто використовують дрібні коефіцієнти. Так, рівняння реакції утворення 1 молячи газо-образної води записується так:

Н 2(г) +1/2О 2(г) = Н 2 О (г) + 242 кДж (*)

Значок (г) вказує на те, що водень, кисень тавода знаходяться у газовій фазі. "+242 кДж" - означає, щов результаті цієї реакції виділяється стільки теплоти приутворенні 1 моль води.

Важливість обліку агрегатного стану пов'язана з тим,що теплота утворення рідкої води більша на величинутеплоти, що виділяється при конденсації пари:

Н 2(г) +1/2О 2(г) = Н 2 О (ж) + 286 кДж (**)

Процес конденсації:

Н2О(г) = Н2О(ж) + 44 кДж (***)

Крім теплового ефекту, в термодинаміці використовуюють поняття "зміна теплозмісту" - ентальпії(запасу внутрішньої енергії) у процесі реакції ( Н)

Екзотермічні реакції: теплота виділяється Q > 0

запас внутрішньої енергії зменшується Н<0

Ендотермічні реакції: теплота поглинається Q< 0

запас внутрішньої енергії збільшується Н>0.

Так, реакція (*) утворення води екзотермічна.Тепловий ефект реакції:Q = 242 кДж,  Н = -242 кДж.

Ентальпія утворення хімічних сполук

Стандартною ентальпією (теплотою) освітихімічної сполуки  Н 0 f,В,298 називають зміну ентальпії в процесі утворення одного моля цієї сполуки, що знаходиться в стандартному стані(р=1 атм; Т=25 0 С), з простих речовин, що також перебувають у стандартних станах і термодинамічно стійких при даній температурі фазах і модифікаціях .

Стандартні ентальпії утворення простих речовин приймають рівними нулю, якщо їх агрегатні стани та модифікації стійкі за стандартних умов.

Стандартні ентальпії утворення речовин зібрані та зведені у довідниках.

3.2. 1. Термохімічні розрахунки

Незалежність теплоти хімічної реакції від процесу при p=const було встановлено першій половині XIXв. Російським вченим Г.І. Гессом: тепловий ефект хімічної реакції залежить від шляху її протікання, залежить лише від природи і фізичного стану вихідних речовин і продуктів реакції.

Більшість реакцій зміна теплового ефекту не більше температур, мають практичного значення. Тому надалі використовуватимуться  Н 0 f,В,298 й у розрахунках вважатися незмінними.

Слідство із закону Гесса– тепловий ефект хімічної реакції дорівнює сумі теплот (ентальпій) утворення продуктів реакції за вирахуванням суми теплот (ентальпій) утворення вихідних речовин.

Використовуючи при термохімічних розрахунках слідство із закону Гесса, треба пам'ятати, що з алгебраїчному підсумовуванні слід враховувати стехиометрические коефіцієнти у рівнянні реакції.

Так, для рівняння реакції аА+вВ=сС+dD тепловий ефект Н дорівнює

Н=(с  Н обр.С +d Н обр.D) – (а Н обр.А +в Н обр.В) (*)

Рівняння (*) дозволяє визначити як тепловий ефект реакції за відомими ентальпіями утворення речовин, що беруть участь у реакції, так і одну з ентальпій освіти, якщо відомі тепловий ефект реакції та всі інші ентальпії утворення.

Теплота згоряння палива

Тепловий ефект реакції окислення киснем елементів, що входять до складу речовини, до утворення вищих оксидів називається теплом згоряння цієї речовини
.

Приклад: визначити теплоту згоряння етанолу З 2 Н 5 ВІН (ж)

Якщо розрахунокведеться для
з утворенням рідкої води, то теплота згоряння називається вищою, якщо з утворенням газоподібної води, то нижчою. За умовчанням зазвичай мають на увазі найвищу теплоту згоряння.

У технічних розрахунках використовують питому теплоту згоряння Q Т, яка дорівнює кількості теплоти, що виділяється при згорянні 1 кг рідкої або твердої речовини або 1м 3 газоподібної речовини, тоді

Q Т = -  Н СТ  1000/М (для ж, тб.)

Q Т = -  Н СТ  1000/22,4 (для р.),

де М – маса молячи речовини, 22,4 л – обсяг молячи газу.

3.3. Хімічна та фазова рівновага

3.3.1. Хімічна рівновага

Оборотні реакції - хімічні реакції, що протікають одночасно у двох протилежних напрямках.

Хімічна рівновага - стан системи, у якому швидкість прямої реакції (V 1 ) дорівнює швидкості зворотної реакції (V 2 ). При хімічному рівновазі концентрації речовин залишаються постійними. Хімічна рівновага має динамічний характер: пряма та зворотна реакції при рівновазі не припиняються.

Стан хімічної рівноваги кількісно характеризується константою рівноваги, що є відношенням констант прямої (K 1) і зворотної (K2) реакцій.

Для реакції mA+nB « pC + dD константа рівноваги дорівнює

K = K 1 / K 2 = ([C] p[D] d) / ([A] m[B] n)

Константа рівноваги залежить від температури та природи реагуючих речовин. Чим більше константа рівноваги, тим більша рівновага зрушена у бік утворення продуктів прямої реакції.

Способи усунення рівноваги

Принцип Ле-Шательє. Якщо систему, що у рівновазі, виробляється зовнішній вплив (змінюються концентрація, температура, тиск), воно сприяє протіканню тієї з двох протилежних реакцій, яка послаблює цей вплив

V 1

A + Б

V 2

Тиск. Збільшення тиску (для газів) зміщує рівновагу у бік реакції, що веде до зменшення обсягу (тобто до утворення меншого числа молекул).

V 1

A + Б

; збільшення P призводить доV 1 > V 2

V 2

Збільшення температури зміщує положення рівноваги у бік ендотермічної реакції (тобто у бік реакції, що протікає з поглинанням теплоти)

V 1

A + Б

У + Q, то збільшення t° C призводить до V 2 > V 1

V 2

V 1

A + Б

У - Q, то збільшення t° C призводить до V 1 > V 2

V 2

Збільшення концентрації вихідних речовин та видалення продуктів зі сфери реакції зміщує рівновагу у бік прямої реакції. Збільшення концентрацій вихідних речовин [A] або [Б] або [А] та [Б]: V 1 > V 2 .

Каталізатори не впливають на положення рівноваги.

3.3.2. Фазові рівноваги

Рівновага процесу переходу речовини з однієї фази в іншу без зміни хімічного складу називається фазовою рівновагою.

Приклади фазової рівноваги:

Тверда речовина ............ Рідина

Рідина....................Пар

3.3.3. Швидкість реакції та методи її регулювання

Швидкість реакції визначається зміною молярної концентрації однієї з реагуючих речовин:

V = ± (З 2 - З 1) / (t 2 - t 1) = ± DЗ/ D t

де С 1 та С 2 - молярні концентрації речовин у моменти часу t 1 та t 2 відповідно (знак (+) – якщо швидкість визначається за продуктом реакції, знак (–) – за вихідною речовиною).

Реакції відбуваються при зіткненні молекул речовин, що реагують. Її швидкість визначається кількістю зіткнень та ймовірністю того, що вони призведуть до перетворення. Число зіткнень визначається концентраціями реагуючих речовин, а ймовірність реакції - енергією молекул, що стикаються.

Чинники, що впливають на швидкість хімічних реакцій

Природа реагуючих речовин. Велику роль відіграє характер хімічних зв'язків та будова молекул реагентів. Реакції протікають у напрямку руйнування менш міцних зв'язків та утворення речовин із міцнішими зв'язками. Так, для розриву зв'язків у молекулах H 2 та N 2 потрібні високі енергії; такі молекули мало реакційні. Для розриву зв'язків у сильнополярних молекулах (HCl, H 2 O) потрібно менше енергії, і швидкість реакції значно вища. Реакції між іонами у розчинах електролітів протікають практично миттєво.

Приклади: Фтор з воднем реагує з вибухом за кімнатної температури, бром з воднем взаємодіє повільно і при нагріванні.

Оксид кальцію входить у реакцію з водою енергійно, із тепла; оксид міді – не реагує.

Концентрація. Зі збільшенням концентрації (числа частинок в одиниці об'єму) частіше відбуваються зіткнення молекул реагуючих речовин – швидкість реакції зростає.

Закон діючих мас (К. Гульдберг, П. Вааге, 1867 р.)

Швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин.

aA + bB +. . .® . . .

V = k [A] a[B] b . . .

Константа швидкості реакції k залежить від природи реагуючих речовин, температури та каталізатора, але не залежить від значення концентрацій реагентів.

Фізичний зміст константи швидкості полягає в тому, що вона дорівнює швидкості реакції при поодиноких концентраціях речовин, що реагують.

Для гетерогенних реакцій концентрація твердої фази у вираз швидкості реакції не входить.

Температура. При підвищенні температури на кожні 10° З швидкість реакції зростає у 2-4 рази (Правило Вант-Гоффа). При збільшенні температури від t 1 до t 2 зміну швидкості реакції можна розрахувати за такою формулою:

(t 2 - t 1) / 10

Vt 2 / Vt 1

= g

(де Vt 2 та Vt 1 - Швидкості реакції при температурах t 2 та t 1 відповідно;g- температурний коефіцієнт цієї реакції).

Правило Вант-Гоффа застосовується лише у вузькому інтервалі температур. Більш точним є рівняння Арреніуса:

k = A e -Ea/RT

де

A - постійна, що залежить від природи речовин, що реагують;

R - універсальна газова постійна;

Ea – енергія активації, тобто. енергія, якою повинні мати стикаються молекули, щоб зіткнення призвело до хімічного перетворення.

Енергетична діаграма хімічної реакції.

Екзотермічна реакція

Ендотермічна реакція

А – реагенти, В – активований комплекс (перехідний стан), С – продукти.

Чим більша енергія активації Ea, тим більше зростає швидкість реакції зі збільшенням температури.

1. Поверхня дотику реагуючих речовин. Для гетерогенних систем (коли речовини перебувають у різних агрегатних станах), що більше поверхню зіткнення, то швидше протікає реакція. Поверхня твердих речовин може бути збільшена шляхом їх подрібнення, а розчинних речовин - шляхом їх розчинення.

3.3.4. Механізми хімічних реакцій, коливальні реакції

Класифікація хімічних реакцій

I . За кількістю та складом вихідних речовин і продуктів реакції:

1) Реакції з'єднання - Це реакції, в ході яких з двох або декількох речовин утворюється одна речовина складнішого складу. Реакції сполуки простих речовин завжди є окислювально-відновними реакціями. У реакціях сполуки можуть брати участь і складні речовини.

2) Реакції розкладання - Реакції, при протіканні яких з однієї складної речовини утворюються дві або кілька більш простих речовин.
Продуктами розкладання вихідної речовини може бути як прості, і складні речовини.

Реакції розкладання зазвичай протікають при нагріванні речовин та є ендотермічними реакціями. Як і реакції з'єднання, реакції розкладання можуть протікати зі зміною або без зміни ступенів окиснення елементів;

3) Реакції заміщення - це реакції між простими та складними речовинами, при протіканні яких атоми простої речовини заміщають атоми одного з елементів у молекулі складної речовини в результаті реакції заміщення утворюються нова проста і складна речовина.
Ці реакції майже завжди є окислювально-відновними реакціями.

4) Реакції обміну - Це реакції між двома складними речовинами, молекули яких обмінюються своїми складовими частинами.
Реакції обміну завжди протікають без перенесення електронів, т. е. є окислювально-відновними реакціями.

II . За ознакою зміни ступеня окиснення

1) Реакції, що йдуть без зміни ступеня окислення – реакції нейтралізації

2) Зі зміною ступеня окислення

III . Залежно від присутності каталізатора

1) Некаталітичні (Ідуть без присутності каталізатора);

2) Каталітичні (Ідуть з присутністю каталізатора)

IV . За ознакою теплового ефекту

1) Екзотермічні (З виділенням теплоти):

2) Ендотермічні (З поглинанням теплоти):

V . За ознакою оборотності

1) Необоротні (Протікають тільки в одному напрямку):

2) Оборотні (що протікають одночасно у прямому та зворотному напрямку):

VI . За ознакою однорідності

1) Гомогенні (що протікають в однорідній системі):

2) Гетерогенні (що протікають у неоднорідній системі):

За механізмом протікання всі реакції можна поділити на прості та складні. Прості реакції протікають одну стадію і називаються одностадійними.

Складні реакції йдуть або послідовно (багатостадійні реакції), або паралельно, або послідовно-паралельно.

У кожній стадії реакції може брати участь одна молекула (мономолекулярні реакції), дві молекули (бімолекулярні реакції) та три молекули (тримолекулярні реакції).

Коливальні реакції - клас хімічних реакцій, які у коливальному режимі, у якому деякі параметри реакції (колір, концентрація компонентів, температура та інших.) змінюються періодично, утворюючи складну просторово-часову структуру реакційної середовища.

(Система бромат-малонова кислота-церій реакція Білоусова-Жаботинського)

3.4. Каталіз

Речовини, які беруть участь у реакціях та збільшують її швидкість, залишаючись до кінця реакції незмінними, називаютьсякаталізаторами .

Механізм дії каталізаторів пов'язаний із зменшенням енергії активації реакції за рахунок утворення проміжних сполук.

При гомогенний каталіз реагенти та каталізатор становлять одну фазу (перебувають в одному агрегатному стані).

При гетерогенний каталіз - Різні фази (перебувають у різних агрегатних станах).

Різко уповільнити перебіг небажаних хімічних процесів у ряді випадків можна додаючи в реакційне середовищеінгібітори(Явлення " негативного каталізу ").

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 у навколишньому середовищі та 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 ефективність та швидкість багатьох реакцій має місце і при низьких концентраціях та 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 повторюваних нерозгалужених і розгалужених реакцій (ланцюгових реакцій).

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 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 і складніших органічних сполук. Наприклад - попередники ферментів та хлорофіл рослин. Все це в принципі доводить можливість появи складних органічних сполук з простих неорганічних речовин шляхом мимовільної хімічної еволюції.

Розв'язання задач по розділу

Тема «Хімічна термодинаміка та кінетика», що передбачає вивчення умов, що впливають на швидкість хімічної реакції, зустрічається у шкільному курсі хімії двічі – у 9-му та 11-му класах. Однак саме ця тема є однією з найважчих і досить складною не тільки для розуміння «середнім» учнем, але навіть для викладу деякими вчителями, особливо неспеціалістами, які працюють у сільській місцевості, для яких хімія є додатковим предметом, з урахуванням годинника якого у педагога набирається ставка, а отже, і надія на більш-менш пристойну зарплатню.
У разі різкого зменшення кількості учнів у сільських школах, з добре відомих причин, вчитель змушений бути універсалом. Відвідавши 2–3 курси, він розпочинає викладання предметів, найчастіше дуже далеких від його основної спеціальності.
Ця розробка орієнтована насамперед початківців і предметників, змушених викладати хімію за умов ринкової економіки. Матеріал містить завдання на знаходження швидкостей гетерогенних та гомогенних реакцій та збільшення швидкості реакції при підвищенні температури. Незважаючи на те, що ці завдання базуються на шкільному, хоч і складному для засвоєння «середнім» учнем матеріалі, доцільно вирішувати кілька з них на уроці хімії.
11-му класі, а решту запропонувати на гуртковому чи факультативному занятті учням, які планують свою подальшу долю пов'язати з хімією.
Крім докладно розібраних і з відповідями завдань дана розробка містить теоретичний матеріал, який допоможе вчителю хімії, в першу чергу неспеціалісту, зрозуміти суть цієї складної теми курсу загальної хімії.
З опорою на пропонований матеріал можна створити свій варіант уроку-лекції, залежно від здібностей учнів у класі, причому використовувати запропоновану теоретичну частину можна при вивченні цієї теми як у 9-му, так і 11-му класі.
Нарешті, матеріал, що міститься в даній розробці, буде не зайвим розібрати самостійно випускнику, який готується до вступу до вузу, у тому числі й у той, у якому хімія є предметом, що профільує.

Теоретична частина на тему
«Хімічна термодинаміка та кінетика»

Умови, що впливають на швидкість хімічної реакції

1. Швидкість хімічної реакції залежить від природи речовин, що реагують.

Приміри.

Металевий натрій, що має лужну природу, бурхливо реагує з водою з виділенням великої кількості теплоти, на відміну від цинку, що має амфотерну природу, який повільно реагує з водою і при нагріванні:

Порошкоподібне залізо більш енергійно взаємодіє із сильною мінеральною соляною кислотою, ніж із слабкою органічною оцтовою кислотою:

2. Швидкість хімічної реакції залежить від концентрації речовин, що реагують, що знаходяться в розчиненому або газоподібному стані.

Приміри.

У чистому кисні сірка горить енергійніше, ніж на повітрі:

З 30% розчином соляної кислоти порошкоподібний магній реагує більш енергійно, ніж з 1% її розчином:

3. Швидкість хімічної реакції прямо пропорційна площі поверхні реагуючих речовин, що у твердому агрегатному стані.

Приміри.

Шматок деревного вугілля (вуглець) дуже важко підпалити сірником, але деревний вугільний пил згоряє з вибухом:

З + Про 2 = СО 2 .

Алюміній у вигляді гранули не реагує з кристалом йоду кількісно, ​​але подрібнений йод енергійно з'єднується з алюмінієм у вигляді пудри:

4. Швидкість хімічної реакції залежить від температури, коли відбувається процес.

П р і м е р.

При підвищенні температури кожні 10 °С швидкість більшості хімічних реакцій збільшується в 2–4 разу. Конкретне збільшення швидкості хімічної реакції визначається спеціальним температурним коефіцієнтом (гамма).

Розрахуємо, у скільки разів зросте швидкість реакції:

2NO + O 2 = 2NO 2 ,

якщо температурний коефіцієнт дорівнює 3, а температура процесу зросла з 10 до 50 °С.

Зміна температури становить:

t= 50 °С – 10 °С = 40 °С.

Використовуємо формулу:

де - Швидкість хімічної реакції при підвищеній температурі, - швидкість хімічної реакції при початковій температурі.

Отже, швидкість хімічної реакції при підвищенні температури з 10 до 50 °С зросте в 81 раз.

5. Швидкість хімічної реакції залежить від наявності деяких речовин.

Каталізатор- Це речовина, що прискорює перебіг хімічної реакції, але сама в процесі реакції не витрачається. Каталізатор знижує активаційний бар'єр хімічної реакції.

Інгібітор- Це речовина, що уповільнює перебіг хімічної реакції, але сама в процесі реакції не витрачається.

Приміри.

Каталізатором, що прискорює перебіг цієї хімічної реакції, є оксид марганцю(IV).

Каталізатором, що прискорює перебіг цієї хімічної реакції, є червоний фосфор.

Інгібітором, що уповільнює перебіг цієї хімічної реакції, є речовина органічної природи – уротропін (гексаметилентетрамін).

Швидкість гомогенної хімічної реакції вимірюється кількістю молей речовини, що вступила в реакцію або утворилася в результаті реакції за одиницю часу в одиниці об'єму:

де гомог – швидкість хімічної реакції в гомогенній системі, – число молей одного з вступних у реакцію або одного з речовин, що утворилися в результаті реакції, V- Об `єм,
t– час, – зміна числа молей речовини за час реакції t.

Оскільки відношення числа молей речовини до об'єму системи є концентрацією з, то

Отже:

Швидкість гомогенної хімічної реакції вимірюється в моль/(лс).

З огляду на це можна дати таке визначення:

швидкість гомогенної хімічної реакції дорівнює зміні концентрації одного з вступних в реакцію або одного з речовин, що утворюються в результаті реакції в одиницю часу.

Якщо реакція протікає між речовинами в гетерогенній системі, то реагуючі речовини стикаються між собою не в усьому обсязі, а лише на поверхні твердого тіла. Так, наприклад, при горінні шматочка кристалічної сірки молекули кисню реагують тільки з атомами сірки, які знаходяться на поверхні шматочка. При подрібненні шматочка сірки площа поверхні, що реагує, зростає, і швидкість горіння сірки збільшується.

У зв'язку з цим визначення швидкості хімічної гетерогенної реакції наступне:

швидкість гетерогенної хімічної реакції вимірюється числом молей речовини, що вступила в реакцію або утворилася в результаті реакції в одиницю часу на одиниці поверхні:

де S- площа поверхні.

Швидкість гетерогенної хімічної реакції вимірюється моль/(см 2 з).

Завдання на тему
«Хімічна термодинаміка та кінетика»

1. У посудину для проведення хімічних реакцій ввели 4 моль оксиду азоту(II) та надлишок кисню. Через 10 з кількість речовини оксиду азоту(II) дорівнювало 1,5 моль. Знайдіть швидкість цієї хімічної реакції, якщо відомо, що об'єм судини дорівнює 50 л.

2. Кількість речовини метану в посудині для проведення хімічних реакцій дорівнює 7 моль. У посудину ввели надлишок кисню та суміш підірвали. Досвідченим шляхом було встановлено, що через 5 секунд кількість речовини метану зменшилася в 2 рази. Знайдіть швидкість цієї хімічної реакції, якщо відомо, що об'єм судини дорівнює 20 л.

3. Початкова концентрація сірководню в посудині для спалювання газів дорівнювала 3,5 моль/л. У посудину ввели надлишок кисню та суміш підірвали. Через 15 с концентрація сірководню склала 1,5 моль/л. Знайдіть швидкість цієї хімічної реакції.

4. Початкова концентрація етану в посудині для спалювання газів дорівнювала 5 моль/л. У посудину ввели надлишок кисню та суміш підірвали. Через 12 секунд концентрація етану склала 1,4 моль/л. Знайдіть швидкість цієї хімічної реакції.

5. Початкова концентрація аміаку в посудині для спалювання газів дорівнювала 4 моль/л. У посудину ввели надлишок кисню та суміш підірвали. Через 3 з концентрація аміаку становила 1 моль/л. Знайдіть швидкість цієї хімічної реакції.

6. Початкова концентрація оксиду вуглецю(II) у посудині для спалювання газів дорівнювала 6 моль/л. У посудину ввели надлишок кисню та суміш підірвали. Через 5 з концентрація оксиду вуглецю (II) зменшилася вдвічі. Знайдіть швидкість цієї хімічної реакції.

7. Шматок сірки з площею поверхні, що реагує, 7 см 2 спалили в кисні з утворенням оксиду сірки(IV). За 10 секунд кількість речовини сірки зменшилася з 3 моль до 1 моль. Знайдіть швидкість цієї хімічної реакції.

8. Шматок вуглецю з площею поверхні, що реагує 10 см 2 спалили в кисні з утворенням оксиду вуглецю(IV). За 15 секунд кількість речовини вуглецю зменшилася з 5 моль до 1,5 моль. Знайдіть швидкість цієї хімічної реакції.

9. Кубик магнію із загальною площею поверхні, що реагує 15 см 2 і кількістю речовини
6 моль спалили у надлишку кисню. При цьому через 7 з після початку реакції кількість речовини магнію дорівнювала 2 моль. Знайдіть швидкість цієї хімічної реакції.

10. Брусок з кальцію із загальною площею поверхні, що реагує 12 см 2 і кількістю речовини 7 моль спалили в надлишку кисню. При цьому через 10 після початку реакції кількість речовини кальцію виявилася в 2 рази менше. Знайдіть швидкість цієї хімічної реакції.

Рішення та відповіді

1 (NO) = 4 моль,

О 2 – надлишок,

t 2 = 10 c,

t 1 = 0 c,

2 (NO) = 1,5 моль,

Знайти:

Рішення

2NO + 2 = 2NO 2 .

Використовуючи формулу:

Р-ції = (4 - 1,5) / (50 (10 - 0)) = 0,005 моль / (л с).

Відповідь. р-ції = 0,005 моль/(л з).

2.

1 (CH 4) = 7 моль,

О 2 – надлишок,

t 2 = 5 c,

t 1 = 0 c,

2 (CH 4) = 3,5 моль,

Знайти:

Рішення

CH 4 + 2О 2 = СО 2 + 2Н2О.

Використовуючи формулу:

знайдемо швидкість цієї хімічної реакції:

Р-ції = (7 - 3,5) / (20 (5 - 0)) = 0,035 моль / (л с).

Відповідь. р-ції = 0,035 моль/(л з).

3.

з 1 (H 2 S) = 3,5 моль/л,

О 2 – надлишок,

t 2 = 15 c,

t 1 = 0 c,

з 2 (H 2 S) = 1,5 моль/л.

Знайти:

Рішення

2H 2 S + 3О 2 = 2SО 2 + 2Н 2 О.

Використовуючи формулу:

знайдемо швидкість цієї хімічної реакції:

Р-ції = (3,5 - 1,5) / (15 - 0) = 0,133 моль / (л с).

Відповідь. р-ції = 0,133 моль/(л з).

4.

з 1 (З 2 H 6) = 5 моль/л,

О 2 – надлишок,

t 2 = 12 c,

t 1 = 0 c,

c 2 (З 2 H 6) = 1,4 моль/л.

Знайти:

Рішення

2С2H6+7О2=4СО2+6Н2О.

знайдемо швидкість цієї хімічної реакції:

Р-ції = (6 - 2) / (15 (7 - 0)) = 0,0381 моль / (см 2 с).

Відповідь. р-ції = 0,0381 моль/(см 2 з).

10. Відповідь.р-ції = 0,0292 моль/(см 2 з).

Література

Глінка Н.Л.Загальна хімія, 27-те вид. За ред. В.А.Рабіновича. Л.: Хімія, 1988; Ахметов Н.С.Загальна та неорганічна хімія. М: Вища. шк., 1981; Зайцев О.С.Загальна хімія. М: Вища. шк, 1983; Карапет'янц М.Х., Дракін С.І.Загальна та неорганічна хімія. М: Вища. шк., 1981; Корольков Д.В.Основи неорганічної хімії. М.: Просвітництво, 1982; Некрасов Б.В.Основи загальної хімії. 3-тє вид., М.: Хімія, 1973; Новіков Г.І.Введення у неорганічну хімію. Ч. 1, 2. Мінськ: Вишейш. шк., 1973-1974; Щукарьов С.А. Неорганічна хімія. Т. 1, 2. М: Вищ. шк., 1970-1974; Шретер Ст, Лаутеншлегер К.-Х., Бібрак Х. та ін.Хімія. Довідкове вид. Пров. з ним. М: Хімія, 1989; Фельдман Ф.Г., Рудзітіс Г.Є.Хімія-9. Підручник для 9-го класу середньої школи. М.: Просвітництво, 1990; Фельдман Ф.Г., Рудзітіс Г.Є.Хімія-9. Підручник для 9-го класу середньої школи. М.: Просвітництво, 1992.

Будь-який процес протікає в часі, отже, можна говорити про швидкість процесу. Це стосується і хімічних реакцій. Розділ хімії, що розглядає швидкості та механізми хімічних процесів, називається хімічною кінетикою. Швидкість хімічних реакцій визначається зміною молярної концентрації однієї з речовин, що реагують або продуктів реакції в одиницю часу. A B

Чинники, що впливають швидкість реакції 1. Природа реагуючих речовин Велику роль грає характер хімічних зв'язків і будова молекул реагентів. Реакції протікають у напрямку руйнування менш міцних зв'язків та утворення речовин із міцнішими зв'язками. Так, для розриву зв'язків у молекулах H 2 і N 2 потрібні високі енергії; такі молекули мало активні. Для розриву зв'язків у сильнополярних молекулах (HCl, H 2 O) потрібно менше енергії, і швидкість реакції значно вища. Реакції між іонами у розчинах електролітів протікають практично миттєво. Фтор з воднем реагує з вибухом за кімнатної температури, бром з воднем взаємодіє повільно при нагріванні. Оксид кальцію входить у реакцію з водою енергійно, із тепла; оксид міді – не реагує.

2. Концентрація. Зі збільшенням концентрації (числа частинок в одиниці об'єму) частіше відбуваються зіткнення молекул реагуючих речовин – швидкість реакції зростає. Закон діючих мас Швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин. Припустимо, маємо реакцію: a. A+b. B = d. D+f. F. Загальне рівняння швидкості реакції запишеться як = k[A]a[B]b Це називається кінетичним рівнянням реакції. k – константа швидкості реакції. k залежить від природи реагуючих речовин, температури та каталізатора, але не залежить від значення концентрацій реагентів. Фізичний зміст константи швидкості полягає в тому, що вона дорівнює швидкості реакції при поодиноких концентраціях речовин, що реагують. Для гетерогенних реакцій концентрація твердої фази у вираз швидкості реакції не входить. Показники ступенів при концентраціях у кінетичному рівнянні називаються порядками реакції з даної речовини, які сума загальним порядком реакції. Порядки реакцій встановлюються експериментально, а не за стехіометричними коефіцієнтами.

Порядок може бути і дрібним. Реакції зазвичай йдуть по стадіях, оскільки неможливо уявити одночасне зіткнення великого числа молекул. Припустимо, що певна реакція A + 2 B = C + D йде у дві стадії A + B = AB і AB + B = C + D, тоді, якщо перша реакція йде повільно, а друга швидко, то швидкість визначається першою стадією (поки що вона пройде, неспроможна йти друга), т. е. накопиченням частинок АВ. Тоді і = k. CACB. Швидкість реакції визначається найповільнішою стадією. Звідси різницю між порядком реакції і стехиометрическими коефіцієнтами. Наприклад, реакція розкладання перекису водню 2 H 2 O 2 = H 2 O + O 2 насправді реакція першого порядку, тому що вона лімітується першою стадією H 2 O 2 = H 2 O + O а друга стадія О + О = Про 2 йде дуже швидко. Може бути найповільнішою не перша, а друга чи інша стадія і тоді ми іноді отримуємо дробовий порядок, виражаючи концентрації інтермедіатів через концентрації початкових речовин.

Визначення порядку реакції. графічний метод. Для визначення порядку реакції можна вдатися до графічного представлення функцій, що описують залежність концентрації від часу. Якщо при побудові залежності від t виходить пряма, це означає, що реакція - нульового порядку. Якщо лінійна залежність lg C від t має місце реакція першого порядку. За умови, що початкова концентрація всіх реагентів однакова, реакція має другий порядок, якщо лінійним є графік залежності 1/С від t, і третій – у разі лінійності залежності 1/С 2 від t.

3. Температура. При підвищенні температури кожні 10°C швидкість реакції зростає в 2 - 4 разу (Правило Вант-Гоффа). При збільшенні температури від t 1 до t 2 зміна швидкості реакції можна розрахувати за формулою: t 2/ t 1 = (t 2 - t 1)/10 (де t 2 і t 1 - швидкості реакції при температурах t 2 і t 1 відповідно - температурний коефіцієнт даної реакції). Правило Вант-Гоффа застосовується лише у вузькому інтервалі температур. Більш точним є рівняння Арреніуса: k = A e-Ea/RT де A - передекспоненційний множник, постійна, яка залежить від природи речовин, що реагують; R - універсальна газова постійна; Ea - енергія активації, т. е. енергія, якою повинні мати стикаються молекули, щоб зіткнення призвело до хімічного перетворення.

Енергетична діаграма хімічної реакції. Екзотермічна реакція Ендотермічна реакція А – реагенти, В – активований комплекс (перехідний стан), С – продукти. Чим більша енергія активації Ea, тим більше зростає швидкість реакції зі збільшенням температури.

Енергія активації зазвичай становить 40 - 450 к. Дж/моль і залежить від механізму реакцій: а) Прості H 2 +I 2 = 2 HI Еа = 150 - 450 к. Дж/моль б) Реакції іонів з молекулами Еа = 0 - 80 к. Дж/моль. Приклад: опромінення світлом молекули води іонізує її H 2 O + = H 2 O + + e-, такий іон легко вступає у взаємодії. в) Радикальні реакції - у взаємодію вступають радикали - молекули з неспареними електронами. OH, NH 2, CH 3. Еа = 0 - 40 к. Дж/моль.

4. Поверхня дотику реагуючих речовин. Для гетерогенних систем (речовини перебувають у різних агрегатних станах), що більше поверхню зіткнення, то швидше протікає реакція. Поверхня твердих речовин може бути збільшена шляхом їх подрібнення, а розчинних речовин - шляхом їх розчинення. Подрібнення твердих речовин призводить до збільшення кількості активних центрів. Активний центр – це ділянка поверхні твердої речовини, у якому протікає хімічна реакція. Реакція у гомогенній системі протікає за рахунок дифузії. Дифузія - це мимовільний масоперенос, який сприяє рівномірному розподілу речовини по всьому об'єму системи.

Швидкість гетерогенних реакцій У гетерогенної реакції беруть участь кілька фаз, серед яких є фази постійного складу, тому концентрація речовин цієї фази вважається постійною: не змінюється у процесі реакції і не входить до кінетичного рівняння. Наприклад: Са. О(тв) + СО 2(Г) = Са. СО 3(тв) Швидкість реакції залежить лише від концентрації СО 2 і кінетичне рівняння має вигляд: u = до * С(СО 2) Взаємодія протікає на поверхні розділу фаз, і його швидкість залежить від ступеня подрібнення Са. О. Реакція складається з двох стадій: перенесення реагентів через поверхню розділу та взаємодії між реагентами.

5. Присутність каталізатора Речовини, які беруть участь у реакціях і збільшують її швидкість, залишаючись до кінця незмінними реакції, називаються каталізаторами. Реакції, що відбуваються за участю каталізаторів, називають каталізом. Розрізняють два типи каталізу: 1) позитивний: швидкість реакції зростає (беруть участь каталізатори); 2) негативний: швидкість реакції зменшується (беруть участь інгібітори)

Механізм дії каталізаторів пов'язаний із зменшенням енергії активації реакції за рахунок утворення проміжних сполук. При цьому каталізатор не впливає на зміну ентальпії, ентропії та енергії Гіббса під час переходу від вихідних речовин до кінцевих. Також каталізатор не впливає на рівновагу процесу, може лише прискорити момент його наступу. Енергетична діаграма реакції: 1 – без каталізатора (Еа) 2 – реакція у присутності каталізатора (Еа (кат))

За характером каталітичних процесів каталіз ділиться на гомогенний та гетерогенний. При гомогенному каталізі реагенти і каталізатор становлять одну фазу (перебувають у одному агрегатному стані), при гетерогенному каталізі - різні фази (перебувають у різних агрегатних станах).

При гомогенному каталізі реакція йде у всьому обсязі судини, що сприяє високій ефективності дії каталізатора, але при цьому утруднено виділення продуктів реакційної суміші. Приклад: одержання сірчаної кислоти камерним способом 2 NO + O 2 = 2 NO 2 SO 2 + NO 2 = SO 3 + NO Процес окислення діоксиду сірки до триоксиду каталізується оксидом азоту (+2). Найбільш поширеними каталізаторами рідкофазних реакцій є кислоти та основи, комплекси перехідних металів та ферменти (ферментативний каталіз).

Ферментативний каталіз Каталізаторами ферментативному каталізі є ферменти. Під впливом ферментів протікають всі процеси у живих організмах. Характерною особливістю ферментів є їхня специфічність. Специфічність - це властивість ферменту змінювати швидкість реакцій одного типу і не впливати на багато інших реакцій, що протікають у клітині.

Гетерогенний каталіз Гетерогенні процеси протікають поверхні розділу фаз. Більше вивчені процеси, які у газових фазах з участю твердого каталізатора. Гетерогенний каталіз на твердій поверхні пояснюється з урахуванням уявлень теорії адсорбції. Адсобція – це накопичення молекул лежить на поверхні розділу фаз (не плутати з абсорбцією – поглинання молекул іншої речовини всім обсягом твердого). Розрізняють адсорбцію двох типів: фізичну та хімічну.

Фізична адсорбція відбувається при зв'язуванні молекул з активними центрами на поверхні твердої речовини силами Ван-дер-Ваальса (міжмолекулярна взаємодія). Хімічна адсорбція (хемосорбція) відбувається, якщо молекули зв'язуються з активними центрами на поверхні хімічними зв'язками (йде хімічна реакція).

Механізм гетерогенного каталізу Гетерогенний каталіз включає як фізичну, так і хімічну адсорбцію. Такий каталіз включає 5 стадій: 1) дифузія: реагуючі молекули дифундують до 2) 3) 4) 5) поверхні твердого каталізатора; Адсорбція: спочатку йде фізична адсорбція, потім хемосорбція; Хімічна реакція: реагуючі молекули, що опинилися поряд, вступають у хімічну реакцію з утворенням продуктів; Десорбція: стадія, обернена адсорбції – вивільнення продуктів реакції з поверхні твердого каталізатора; Дифузія: молекули продуктів дифундують від поверхні каталізатора

Схема каталітичного гідрування етилену тонкоподрібненим нікелем Реакцію каталітичного гідрування сумарно можна записати: С 2 Н 4(г) + Н 2(г) → С 2 Н 6(г) Реакція йде при Т = 400 К. речовини - промотори (оксиди калію, алюмінію та ін).

Каталітичні перетворювачі (конверктери) використовуються в деяких системах викиду вихлопних газів для перетворення шкідливих газів на нешкідливі. Схема типового каталітичного перетворювача

Вихлопні гази, що містять СО та вуглеводні, пропускають через шар кульок, покритих платиновими та паладієвими каталізаторами. Перетворювач нагрівають і через нього проганяють надлишок повітря. В результаті СО та вуглеводні перетворюються на СО 2 і воду, які є нешкідливими речовинами. Бензин, якими заправляють автомобілі, не повинен містити домішок свинцю, інакше ці домішки отруюють каталізатор.

Реакції можуть бути у двох протилежних напрямах. Такі реакції називаються оборотними. Необоротних реакцій немає. Просто в певних умовах деякі реакції можна довести практично до кінця, якщо видаляти із сфери реакції продукти - осад, газ або малодисоціюючу речовину і т.д.

Розглянемо оборотну реакцію A + В ↔ D + С У початковий момент часу, коли концентрації речовин А і В максимальні, швидкість прямої реакції також максимальна. З часом швидкість прямої реакції падає пр= kпр *С(A)*С(B) Реакція призводить до утворення D і С, молекули яких, зіштовхуючись можуть знову реагувати, утворюючи знову A і B. Чим вище концентрація D і С, тим ймовірніше зворотний процес, тим вище швидкість зворотної реакції про = kоб *С(D) С(С)

Зміна швидкостей прямої та зворотної реакцій можна представити графіком: У міру проходження реакції настає такий момент, коли швидкості прямої та зворотної реакцій робляться рівними, криві пр і об ливаються в одну пряму лінію, паралельну осі часу, тобто пр = об

Такий стан системи називається станом рівноваги. При рівновазі концентрації всіх учасників реакції залишаються незмінними і не змінюються з часом, хоча одночасно йдуть і пряма і зворотна реакції. Т. е. рівновага є динамічною. При рівновазі пр=про або kпр С(А)*С(В) = kоб С(D) *С(С) звідки - константа хімічної рівноваги дорівнює: Кс = кпр/кобр = [С] * [D] [А] * [В]

Константа рівноваги не залежить від механізму перебігу реакції (навіть при введенні в систему каталізатора: каталізатор може прискорити настання моменту рівноваги, але не впливає на значення рівноважних концентрацій). Константа рівноваги залежить від природи реагуючих речовин та температури. Залежність константи рівноваги від температури можна виразити співвідношенням: ∆G 0 = -R · T · ln. Kc або ∆G 0 = -2, 3 · R · T · lg. Kc

Так як рівновага в системі є динамічною, то її можна зміщувати (зсув рівноваги) у бік прямої або зворотної реакції, змінюючи умови: концентрацію, температуру чи тиск. Щоб визначити, в який бік воно зміститься, можна скористатися принципом Ле Шательє: якщо на систему, що знаходиться в рівновазі, впливає, рівновага зміщується в бік тієї реакції, яка послаблює цей вплив.

Збільшення концентрації кисню або діоксиду сірки призведе до зміщення рівноваги вправо 2 SO 2 + O 2 2 SO 3. Підвищення температури зміщує рівновагу у бік ендотермічної реакції, оскільки при цьому поглинається надлишкове тепло і температура знижується Ca. CO 3 Ca. O + CO 2 - Q У цій реакції підвищення температури зміщує рівновагу у бік розкладання карбонату.

У разі збільшення тиску рівновага зміщується у бік зменшення кількості молей газу. 2 SO 2 + O 2 2 SO 3 У цій реакції збільшення тиску призведе до зсуву рівноваги вправо, зменшення тиску – вліво. У разі однакової кількості молей газу у правій та лівій частинах рівняння зміна тиску не впливає на рівновагу. N 2(г) + O 2 (г) = 2 NO(г)

Хімічна термодинаміка вивчає перетворення енергії та енергетичні ефекти, що супроводжують хімічні та фізичні процеси, а також можливість та напрямок мимовільного перебігу процесу. Хімічна термодинаміка є основою сучасної хімії. Хімічна реакція - процес, у якому одні зв'язку замінюються іншими, утворюються одні сполуки, розкладаються інші. Наслідок - енергетичні ефекти, тобто зміна внутрішньої енергії системи.

а) Система - тіло або група тіл, що перебувають у взаємодії з навколишнім середовищем і подумки відокремлюються від неї (вода у склянці). Якщо така система не обмінюється речовиною із середовищем (склянка покрита кришкою), вона називається закритою. Якщо система має постійний обсяг і розглядається як позбавлена ​​можливості обміну речовиною та енергією з навколишнім середовищем (вода в термосі), така система називається ізольованою.

б) Внутрішня енергія U - загальний запас енергії, включаючи рух молекул, коливання зв'язків, рух електронів, ядер та. д., тобто всі види енергії крім кінетичної та потенційної енергії системи в цілому. Внутрішню енергію не можна визначити, оскільки в системи не можна відібрати всю енергію. в) Фаза - гомогенна частина гетерогенної системи (вода та лід у склянці) Фазовий перехід - перетворення фаз (танення льоду, кипіння води)

Енергетичні перетворення під час процесу виражаються як теплового ефекту - або теплота виділяється (екзотермічні реакції), або поглинається (ендотермічні реакції). Кількість виділеної чи поглиненої теплоти Q називається тепловим ефектом реакції. Вивченням теплових ефектів займається термохімія.

Процеси можуть протікати або за постійного обсягу V=const (ізохорні процеси), або за постійного тиску p=const (ізобарні процеси). Тому теплові ефекти відрізнятимуться Qv і Qp. Система в ході реакції переходить з початкового стану 1 до кінцевого стану 2, кожному з яких відповідає своя внутрішня енергія U 1 і U 2. Таким чином, зміна внутрішньої енергії системи становить U = U 2 - U 1

Система, змінюючись, завжди здійснює роботу А (частіше роботу розширення). Отже, тепловий ефект реакції дорівнює відповідно до закону збереження та перетворення енергії (1 закон термодинаміки): Q = U + A де А - робота, яку виконує система Так як А - це робота розширення, то A = р(V 2 - V 1 ) = p V Для ізохорного процесу (V=const): V = 0, отже, U = Qv При р = const (ізобарний процес): Qp = ∆U +A = (U 2 – U 1) + p(V 2 – V 1) = (U 2 + p. V 2) – (U 1 + p. V 1) = H 2 – H 1 позначимо U + p. V = H

H - ентальпія або теплозміст розширеної системи. Тоді H = Н 2 - Н 1 H - Зміна ентальпії системи. Ентальпія - характеристика (функція) стану системи, що відображає енергетичний стан системи та враховує роботу розширення (для газів). Ентальпія як така як U не може бути визначена. Можна визначити лише її зміну під час хімічної реакції.

Розділ хімії, що вивчає теплові ефекти, називається термохімією. Хімічні рівняння, у яких зазначений тепловий ефект, називаються термохімічними рівняннями. 1/2 H 2(г) + 1/2 Cl 2(г) = HCl(г); H = - 92 к. Дж Zn(к) + H 2 SO 4(р) = Zn. SO 4(р) + Н 2(г); Н = -163. 2 к. Дж

1) Знак теплового ефекту – якщо тепло виділяється, внутрішня енергія системи зменшується (-), для ендотермічних процесів (+). 2) При написанні термохімічних рівнянь необхідно вказувати агрегатний стан речовини, оскільки перехід з одного агрегатного стану до іншого також супроводжується тепловим ефектом. 3) H залежить від кількості речовини, тому важливо зрівнювати реакції, коефіцієнти можуть бути дробовими. Рівняння (1) можна записати і так H 2 + Cl 2 = 2 HCl, але тоді H/ = 2 H. 4) Н залежить від умов – від температури та тиску. Тому зазвичай наводяться стандартні значення Нo Стандартні умови: p = 1 атм (101 к. Па), температура 25 о. З (298 К) - на відміну нормальних умов.

Закони термохімії 1. Закон Лавуазьє-Лапласа: Тепловий ефект зворотної реакції дорівнює тепловому ефекту прямої, але зі зворотним знаком. H = - Qp 2. Закон Гесса: Тепловий ефект реакції залежить тільки від виду та стану вихідних речовин та продуктів реакції і не залежить від шляху процесу. Наслідки із закону Гесса 1) Тепловий ефект кругового процесу дорівнює нулю. Круговий процес - система, вийшовши з початкового стану, у нього і повертається. H 1 + H 2 - H 3 = 0

2) Тепловий ефект реакції дорівнює сумі стандартних ентальпій утворення продуктів реакції за вирахуванням суми стандартних утворення початкових (вихідних) речовин з урахуванням їх стехіометричних коефіцієнтів. Н 0 = Нf 0 (прод) - Нf 0 (вих) Нf 0 - стандартна ентальпія утворення 1 моль речовини з простих речовин, к. Дж/моль (значення визначаються за довідником). 3) Тепловий ефект реакції дорівнює сумі теплот згоряння вихідних речовин за вирахуванням суми теплот згоряння кінцевих продуктів. Нсг 0 = Нсг 0 (прод) - Нсг 0 (вих)

Оскільки H визначити не можна, а можна тільки визначити її зміну H, тобто немає точки відліку, домовилися, вважати за такий стан простих речовин, тобто вважати рівними нулю стандартну ентальпію утворення простих речовин: Нf 0 (прост. в-ва ) = 0 Проста речовина – це форма існування хімічного елемента в тому агрегатному стані та в тій алотропній модифікації, яка найбільш стійка за стандартних умов.

Наприклад, кисень - газ, проста речовина O 2, але не рідина і не O 3. Вуглець - проста речовина графіт (для переходу в алмаз H>0) Значення Hfo можуть бути і негативними [ Ho (HCl) = -92. 3 к. Дж/моль], і позитивними [Ho(NO) = +90. 2 к. Дж/моль]. Чим негативніші значення стандартних ентальпій освіти, тим стійкіші речовини.

На підставі другого слідства із закону Гесса можна розрахувати H 0 реакції, знаючи теплоти утворення речовин, що беруть участь. Ca. O(к) + Si. O 2(к) = Ca. Si. O 3(к) Н 0 = Нf 0 (прод)- Нf 0 (вих) Ho = Hfo(Ca. Si. O 3) - Hfo(Ca. O) - Hfo(Si. O 2) Ho = (- 1635 ) – (- 635. 5) – (- 859. 4) = = - 139. 1 к. Дж/моль Таким чином, на підставі слідства із закону Гесса існує можливість розрахунку теплових ефектів реакцій та визначення стандартних ентальпій утворення речовин.

За знаком теплового ефекту можна визначити можливість протікання хімічного процесу за стандартних умов: якщо ∆Н 0 0 (ендореакція) – процес мимовільно не протікає Теплові ефекти вимірюються експериментально за допомогою калориметра. Тепло, що виділяється або поглинається, вимірюється по зміні температури теплоносія (води), в яку поміщена посудина з реагуючими речовинами. Реакція проводиться у замкнутому обсязі.

Ентропія Основне питання коли розглядаються проблеми термодинаміки - важлива можливість мимовільного перебігу процесу, його напрямок. ХІХ століття. Бертло та Томсен сформулювали наступний принцип: будь-який хімічний процес має супроводжуватися виділенням тепла. Аналогія з механікою – тіло на похилій площині котиться вниз (зменшення енергії). Крім того, більшість ентальпій освіти, відомих на той час були негативними. Однак незабаром виявилися винятки: теплоти утворення оксидів азоту позитивні, мимоволі йдуть багато ендотермічних реакцій, наприклад розчинення солей (нітрат натрію). Отже, критерію, запропонованого Бертлом і Томсеном, мало.

Таким чином, щодо зміни енергії системи або ентальпії судити про мимовільність процесу не можна. Щоб передбачити, чи можливе мимовільне протікання реакції, необхідно ввести ще одну термодинамічну функцію – ентропію. Візьмемо дві посудини з різними газами та відкриємо кран, що з'єднує їх. Гази змішаються. Жодних змін внутрішньої енергії не відбувається, проте процес змішування газів йде мимоволі, тоді як їх поділ вимагатиме витрати роботи. Що змінилося? Змінився порядок.

Висновок: Мимовільний процес, що проходить без зміни ентальпії, відбувається в напрямку, при якому безлад у системі зростає. Оскільки змішання газів більш імовірно, ніж їхнє роздільне існування в одній посудині, можна сказати, що рушійною силою змішування газів є тенденція перейти в більш ймовірний стан.

Ентропія - це захід безладу, хаотичності чи невпорядкованості у системі. Певна складність при визначенні ентропії: енергетичні запаси газів, що змішуються складаються, а ймовірності стану перемножуються (H=H 1+H 2; але W=W 1 W 2), в той же час, для визначення напрямку процесу потрібно підсумовувати дві рушійні сили. Хімія має справу з дуже великою кількістю часток і тому число мікростанів теж дуже велике, тому що частинки в системі постійно перебувають у русі, а не закріплені на певному місці.

Тому, ймовірність стану системи можна у вигляді функції, яка поводилася б як енергія. Тоді придумали використовувати логарифм ймовірності, а надання йому розмірності, порівнянної з енергією, примножили на R і назвали ентропією S: S = Rln. W Ентропія це логарифмічний вираз ймовірності існування системи. Ентропія вимірюється у тих самих одиницях, як і універсальна газова стала R - Дж/К моль. 2 закон термодинаміки: реакція здійснюється мимовільно лише у напрямі, у якому ентропія системи зростає.

Як можна собі уявити ймовірність стану? Нехай ми знімаємо газ на кіноплівку. При розгляді кожного кадру окремо виходить різне розташування молекул за однакових умов (P і T) у кожен момент часу, тобто безліч мікростанів, які не можна накласти один на одного так, щоб вони збіглися. Таким чином, ентропія пропорційна числу мікростанів, якими можна забезпечити цей макростан. Макростан визначається температурою і тиском, а мікростану числом ступенів свободи. Одноатомний газ – має три ступені свободи частинок (рух у тривимірному просторі); у двоатомних додаються обертальні ступені свободи та коливання атомів; у триатомних – кількість обертальних та коливальних ступенів свободи зростає. Висновок. Чим складніша молекула газу, тим більша її ентропія.

Зміна ентропії Говорячи про ентальпії можна оперувати лише H, оскільки відсутня точка відліку. З ентропією справа інакша. При абсолютному нулі температур будь-яка речовина повинна бути ідеальним кристалом - повністю заморожено будь-який рух. Отже, ймовірність такого стану дорівнює 1 а ентропія дорівнює нулю. 3 закон термодинаміки: Ентропія ідеального кристала при 0 До дорівнює 0.

При Т=0 ентропія дорівнює 0. У разі підвищення Т починаються коливання атомів і S зростає до Тпл. Далі слідує фазовий перехід і стрибок ентропії Sпл. З підвищенням Т ентропія плавно і трохи росте до Тисп, де знову спостерігається різкий стрибок Sісп і знову плавне збільшення. Очевидно, що ентропія рідини суттєво перевищує ентропію твердого тіла, а ентропія газу – ентропію рідини. Sгаз>>Sж>>Sтв

Для ентропії справедливий закон Гесса - зміна ентропії, як і зміна ентальпії, не залежить від процесу, а залежить тільки від початкового і кінцевого станів S = Sf 0 (прод) - Sf 0 (вих) Sf 0 - абсолютна ентропія речовини, Дж/ моль*К Знак зміни ентропії вказує напрямок процесу: якщо S > 0 процес протікає мимоволі якщо S

Напрямок хімічного процесу Мимовільне перебіг хімічного процесу визначається двома функціями - зміною ентальпії Н, що відображає взаємодію атомів, утворення хімічних зв'язків, тобто певне впорядкування системи та зміною ентропії S, що відображає протилежну тенденцію до безладного розташування частинок. Якщо S=0, то рушійною силою процесу буде прагнення системи до мінімуму внутрішньої енергії, тобто зменшення ентальпії або Н0.

Для того щоб можна було кількісно зіставити ці два критерії, потрібно, щоб вони виражалися в однакових одиницях. (Н – к. Дж, S – Дж/K). Так як ентропія безпосередньо залежить від температури, то Т S – ентропійний фактор процесу, Н – ентальпійний. У стані рівноваги обидва ці фактори повинні дорівнювати Н = Т S Це рівняння універсальне, воно відноситься і до рівноваги рідина-пар і до інших фазових перетворень, а також до хімічних реакцій. Завдяки цій рівності можна розрахувати зміну ентропії у рівноважному процесі, тому що при рівновазі Н/T = S.

Рухаюча сила хімічного процесу визначається двома функціями стану системи: прагнення до впорядкування (Н) та прагнення до безладдя (TS). Функція, яка враховує це називається енергією Гіббса G. При Р = const і Т = const енергію Гіббса G знаходять за виразом: G = Н – ТS або ∆G = ∆Н – Т∆S Це співвідношення називається рівнянням Гіббса Величина G називається ізобарно або енергією Гіббса, яка залежить від природи речовини, її кількості та від температури.

Енергія Гіббса є функцією стану, тому її зміну можна також визначити за другим наслідком із закону Гесса: ∆G 0 = Gf 0 (прод) - Gf 0 (вих) ∆Gf 0 – стандартна вільна енергія утворення 1 моль речовини з елементів, що входять до нього у їх стандартних станах, к. Дж/моль (визначається за довідником). ∆Gf 0(прост. в-ва) = 0 За знаком ∆G 0 можна визначити напрямок процесу: якщо ∆G 0 0, то процес мимовільно не йде

Чим менше ∆G, тим сильніше прагнення протікання даного процесу і далі від стану рівноваги, у якому ∆G = 0 і ∆Н = Т · ∆S. Зі співвідношення ∆G = ∆Н – Т·∆S видно, що мимоволі можуть протікати і процеси, для яких ∆Н > О (ендотермічні). Це можливо, коли ∆S > О, але |T∆S| > |∆H|, і тоді ∆G O.

Приклад 1: Обчислити теплоту утворення аміаку, виходячи з реакції: 2 NH 3(г)+3/2 O 2(г)→N 2(г) + 3 H 2 O(ж), ∆H 0 = -766 к. Дж Теплота утворення води (ж) дорівнює – 286, 2 к. Дж/моль Рішення: ∆Н 0 цієї хімічної реакції становитиме: Н 0 х. нар. = Н 0 прод - Н 0 вых = Н 0(N 2) + 3. Н 0(H 2 O) - 2 Н 0(NH 3) - 3/2 Н 0(O 2) Так як теплоти утворення простих речовин в стандартному стані дорівнюють нулю, отже: Н 0(NH 3)=[ Н 0(N 2) + 3. Н 0(H 2 O) - Н 0 х. нар. ]/2 Н 0(NH 3)= / 2 = 3. (– 286, 2)–(-766)] / 2 = = -46, 3 к. Дж/моль

Приклад 2. Пряма або зворотна реакція протікатиме за стандартних умов у системі CH 4(г) + CO 2(г) ↔ 2 СО(г) + 2 H 2(г)? Рішення: Знаходимо ∆G 0 процесу із співвідношення: ∆G 0298 = G 0298 прод - G 0298 вих ∆G 0298= - [(-50, 79) + (-394, 38)] = +170, 63 к. Дж. Те, що ∆G 0298>0, вказує на неможливість мимовільного протікання прямої реакції при Т = 298 К та рівність тисків узятих газів 1, 013 · 105 Па (760 мм рт. ст. = 1 атм.). Отже, за стандартних умов протікатиме зворотна реакція.

Приклад 3. Обчисліть ∆Н 0298, ∆S 0298, ∆G 0298 реакції, що протікає за рівнянням: Fe 2 O 3(т) + 3 С(графіт) = 2 Fe(т) + 3 СО(г) Визначити температуру, при якою розпочнеться реакція (температуру рівноваги). Чи можлива реакція відновлення Fe 2 O 3 вуглецем при температурі 500 і 1000 К? Рішення: ∆Н 0 і ∆S 0 знаходимо із співвідношень: Н 0 = Нf 0 прод - Нf 0 вих і S 0 = Sf 0 прод - Sf 0 вих ∆Н 0298 = (3 · (-110, 52) + 2 · 0) - (- 822, 10 + 3 · 0) = - 331, 56 + 822, 10 = +490, 54 к. Дж; ∆S 0298 = (2 · 27, 2 + 3 · 197, 91) - (89, 96 + 3 · 5, 69) = 541, 1 Дж / К

Знаходимо температуру рівноваги. Оскільки стан системи в момент рівноваги характеризується ∆G 0 = 0, то ∆Н 0 = Т·∆S 0, отже: Тр = ∆Н 0 /∆S 0 Тр = 490, 54*1000/541, 1 = 906, 6 до Енергію Гіббса при температурах 500 К і 1000 К знаходимо за рівнянням Гіббса: ∆G 0 =∆Н 0 -Т·∆S 0 ∆G 500 = 490, 54 - 500 · 541, 9/100 · Дж; ∆G 1000 = 490, 54 - 1000 · 541, 1/1000 = - 50, 56 к. Дж. Так як ∆G 500> 0, а ∆G 1000

Приклад 4. Реакція горіння етану виражається термохімічним рівнянням: C 2 H 6(г) + 3?O 2 = 2 CO 2(г) + 3 H 2 O(ж); ∆H 0= -1559, 87 к. Дж. Обчисліть теплоту утворення етану, якщо відомі теплоти утворення CO 2(г) та H 2 O(ж) (довідкові дані). Рішення Необхідно обчислити тепловий ефект реакції, термохімічне рівняння якої має вигляд 2 (графіт) +3 H 2 (г) = C 2 H 6 (г); ∆H=? Виходячи з наступних даних: а)C 2 H 6(г)+3½O 2(г)=2 CO 2(г)+3 H 2 O(ж); ∆H= -1559, 87 к. Дж. б) С (графіт) + O 2 (г) = CO 2 (г); ∆H = -393, 51 к. Дж. в) H 2(г) + ½O 2 = H 2 O(ж); ∆H = -285, 84 к. Дж. На підставі закону Гесса з термохімічними рівняннями можна оперувати так само, як і з алгебраїчними. Для отримання результату слід рівняння (б) помножити на 2, рівняння (в) – на 3 , а потім суму цих рівнянь відняти від рівняння (а):

C 2 H 6 + 3½O 2 – 2 С – 2 O 2 – 3 H 2 – 3/2 O 2 = 2 CO 2 + 3 H 2 O – 2 CO 2 – 3 H 2 O ∆H = -1559, 87 – 2 · (-393, 51) - 3 · (-285, 84); ∆H = -1559, 87 + 787, 02 + 857, 52; C 2 H 6=2 +3 H 2; ∆H = +84, 67 к. Дж. Так як теплота освіти дорівнює теплоті розкладання зі зворотним знаком, то ∆H 0298(C 2 H 6)= -84, 67 к. Дж. До того ж результату прийдемо, якщо для вирішення задачі застосувати висновок із закону Гесса: ∆H =2∆H 0298(C 2 H 6) + 3∆H 0298(C 2 H 6) –∆H 0298(C 2 H 6)– 3½∆H 0298(O 2) . Враховуючи, що стандартні теплоти утворення простих речовин умовно прийняті рівними нулю, ∆H 0298(C 2 H 6) = 2∆H 0298(СО 2) + 3∆H 0298(Н 2 О) – ∆H ∆H 0298(C 2 H 6) = 2 · (-393, 51) + 3 · (-285, 84) + 1559, 87; ∆H 0298(C 2 H 6) = -84, 67 к. Дж.

Речовина при зміні тиску та температури може переходити з одного агрегатного стану до іншого. Ці переходи, що відбуваються за постійної температури, називаються фазовими переходами першого роду. Кількість теплоти, яку речовина отримує з навколишнього середовища або віддає навколишньому середовищу при фазовому переході, є прихована теплота фазового переходу Qфп.

Якщо розглядається гетерогенна система, в якій немає хімічних взаємодій, а можливі лише фазові переходи, то за сталості температури і тиску в системі існує фазова рівновага. Фазова рівновага характеризується деяким числом фаз, компонентів та числом ступенів свободи системи.

Компонент - хімічно однорідна складова частина системи, яка може бути виділена із системи та існувати поза нею. Число незалежних компонентів системи дорівнює різниці числа компонентів числа можливих хімічних реакцій між ними. Число ступенів свободи – кількість параметрів стану системи, які можуть бути одночасно довільно змінені в деяких межах без зміни числа та природи фаз у системі.

Число ступенів свободи гетерогенної термодинамічної системи в стані фазової рівноваги, визначається правилом фаз Гіббса: Число ступенів свободи рівноважної термодинамічної системи дорівнює числу незалежних компонентів системи До мінус число фаз Ф плюс число зовнішніх факторів, що впливають на рівновагу. Для системи, яку із зовнішніх чинників впливають лише температура і тиск, можна записати: С = К – Ф + 2

Системи класифікують за кількістю компонентів (одно-, двокомпонентні і т. д.), за кількістю фаз (одно-, двофазні і т. д.) та числу ступенів свободи (інваріантні, моно-, диваріантні і т. д.). Для систем із фазовими переходами зазвичай розглядають графічну залежність стану системи від зовнішніх умов – тобто діаграми стану.

Аналіз діаграм стану дозволяє визначити кількість фаз у системі, межі їх існування, характер взаємодії компонентів. В основі аналізу діаграм стану лежать два принципи: принцип безперервності та принцип відповідності.

Принцип безперервності: при безперервній зміні параметрів стану всі властивості окремих фаз змінюються також безперервно; властивості системи в цілому змінюються безперервно до тих пір, поки не зміниться число або природа фаз у системі, що призводить до стрибкоподібної зміни властивостей системи.

Принцип відповідності: на діаграмі стану системи кожній фазі відповідає частина площини – поле фази. Лінії перетину площин відповідають рівновазі між двома фазами. Будь-яка точка на діаграмі стану (фігуративна точка) відповідає певному стану системи з певними значеннями параметрів стану.

Розглянемо та проаналізуємо діаграму стану води. Вода – єдина присутня в системі речовина, кількість незалежних компонентів К = 1. Діаграма стану води У системі можливі три фазові рівноваги: ​​між рідиною та газом (лінія ОА – залежність тиску насиченої пари води від температури), твердим тілом та газом (лінія ОВ – залежність тиску насиченої пари над льодом від температури), твердим тілом та рідиною (лінія ОС – залежність температури плавлення льоду від тиску). Три криві мають точку перетину О, звану потрійною точкою води; потрійна точка відповідає рівновазі між трьома фазами.

У потрійній точці система трифазна та кількість ступенів свободи дорівнює нулю; три фази можуть бути у рівновазі лише за суворо певних значеннях Т і Р (для води потрійна точка відповідає стану з Р = 6. 1 к. Па і Т = 273. 16 К). Усередині кожної з ділянок діаграми (АОВ, ВОС, АОС) система однофазна; число ступенів свободи системи дорівнює двом (система диваріантна), тобто можна одночасно змінювати і температуру, і тиск, не викликаючи зміни числа фаз у системі: С = 1 - 1 + 2 = 2 Діаграма стану води На кожній з ліній число фаз у системі одно двом і, згідно з правилом фаз, система моноваріантна, тобто для кожного значення температури є тільки одне значення тиску, при якому система двофазна: С = 1 - 2 + 2 = 1

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 основною кислотою?

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? Рівнянням реакції?

9. Як називають числа, які стоять у рівнянні реакції? Що вони свідчать?

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 + Н 2 О →.

22. Що називають атомом? Хімічний елемент? Молекулою?

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

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

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

26. Що називають кількістю речовини?

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

28. Які маси елементів зазначені у Періодичній системі?

29. Що називають відносними атомною, молекулярною масами? Як їх визначають? Які їх 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 атом 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 зображують?

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 розташовуватись 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 головних підгруп 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? Електронегативність?

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 дорівнюватимуть?

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: О2, Н2О, СаСl2, Са(ОН)2, Н2S.

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 її 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 виникає?

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 в порядку зростання їхньої електронегативності: Fe, C, Ag, H, Cl.

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

99. Які особливості мають речовини з атомними кристалічними ґратами? 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 ∆Н 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 застосовується 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 ∆S 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. За яких температур 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 ∆G р? Стандартною енергією Гіббса реакції?

44. Який вираз застосовується 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 Гіббса (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 в 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? Промотором? 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 склала 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) + 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, у якій 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, в якій 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

З (тв) + СО 2 ↔ 2СО при 1000 К і Р заг = 1 атм., Дорівнюють CО 2 - 17% об. 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 і енергії Гіббса ∆G оборотної реакції, яка 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.