Теория к ППК№1 (10-14)

10.Изобарный тепловой эффект химической реакции. Энтальпия.Стандартные энтальпии образования пи сгорания химических веществ.

Для ΔP=0(изобарный процесс)удобнее пользоваться  энтальпией H, которая определяется соотношением:H=U+PΔV.При постоянстве давления ΔH=ΔU+PΔV-изменение энтальпии равно сумме изменения внутренней энергии (ΔU) и совершенной системой работы расширения (PΔV). Если при этом никакие другие виды работы не совершаются, то ΔH=Qp, где Qp — тепл.эф.реакц.протек.при пост.давл.Для экзотерм. Реакц. Qp<0, для эндотерм. Qp > 0.Стандартным состоянием вещества при данной t называется его состояние в виде чистого вещества при давлении101,325 кПа.

Условия, при которых все участвующие в реакции вещества находятся в стандартных состояниях, называются стандартными условиями протекания реакции. Отнесенные -к стандартным условиям изменения соответствующих величин называются стандартными изменениями и их обозначения снабжаются верхним индексом °:ΔU°-стандартное изменение внутр.энерг. при хим. Реак. ΔH°-стандарт.измен.энтальпии при хим.реак.

Стандартная энтальпия реакции(ΔH°)образования 1 моля данного вещества из простых веществ называется стандартной энтальпией образования этого вещества. кДж/моль. H,U образования простых веществ=0.Химические уравнения, в которых указаны изменения  энтальпии (тепл.эф.реакц.), называются термохимическими уравнениями.Рb (к.)+СО(г.)=Pb(к.)+СО2(г.);ΔH°=-64кДж

 

11.I и II  закон термохимии. I и II следствия из закона

Гееса.

Закон Лавуазье тепловой эффект разложения хим соед= и противоположен по знаку тепловому э-ту образования.

Тепловой эффект химической реакции (изме­нение энтальпии или внутренней анергии системы в результате реакции) зависит только от начального и конечного состояний участвующих в реакции веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.Из закона  Гесса следует, что термо­химические уравнения  можно складывать, вычитать и на численные множители. Стандартное изменение энтальпии химической реакции равно сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энтальпий образования исходных в-в.При суммировании следует учитывать, в соотв.с Ур.реакц. число молей участв.в реакции веществ.

12.Энтропия. Стандартная энтропия химических соединении.  Расчет изменения энтропии хим-х реакций.

Мерой вероятности состояния системы в термодинамике принято считать энтропию (S)-величину, пропорциональную логарифму числа равновероятных микросостояний, которыми может быть реализовано данное макросостояние.S=kω ω_термодинамич вероятности.Обычно ее относят к 1 молю вещества (мольная энтропия) и выражают Дж/(моль*К). Изменение S системы в результате химической реакции (ΔS) равно сумме энтропии продуктов .реакции за вычетом суммы энтропии исходных веществ.суммирование производят с учетом числа молей участвующих в реакции веществ.S увел. при учв.T,V,растворении идр.S0298K(B)=сумме стандарт.S продуктов реак.-сумма стандарт.S исх.в-в.с учётом стехеометр кооф.S0298K(B)= ΣυS0298K(прод)-ΣυS0298K(ис-х в)

 

13.Энергия Гиббca. Стандартная энергия Гиббса образования химических соединений. Расчет изменения энергии Гиббса химических реакций.

Функцией состояния,одновременно отражающей влияние обеих тенденций на направление протекания химических процессов, служит энергия Гиббса, связанная с энтальпией и энтропией соотношением G=H-TS,где Т -абсолютная температура.Энергия Гиббса имеет ту же размерность, что и энтальпия, и поэтому обычно выражаетсякДж или Дж.Для изобарно-изотёрмических процессов (процессов, протекающих при T,P=const) изменение энергии Гиббса равно: ΔG=ΔH-TΔS -изменение энергии Гиббса Δ G в  результате  химической  реакции (энергия Гиббса реакции)=сумме энергий Гиббса образования продуктов реакции за   вычетом суммы Энергий Гиббса образования исходных веществ(суммирование производят с учетом числа молей участвующих в реакции веществ.

Энергию Гиббса образования относят к 1 молю в-ва и обычно выражают в кДж/моль;   при   этом ΔG° образования наиболее устойчивой модификации .простого вещества принимают равной нулю.

 

14.Энергия Гиббса и направленность протекания химических реакции.2. ПАРЦИАЛЬНОЕ ДАВЛЕНИЕ  ГАЗА

Парциальным давлением газа в смеси называетеся давление, которое производил бы этот газ, занимая при тех же физических условиях объем всей газовой смеси.Pпарц=PначVнач/Vсмеси

Согласно закону парциальных давлений,общее давление смеси,газов,не вступающих друг с другом химическое   взаимодействие,равно сумме парциал

давлений газов, составляющих смесь.

 

 

ΔH

ΔS

низк

ΔG

выс т

нап

низ т

нап

выс т

Пример

<0

экзо

>0

>

>

  NH4NO3кр=NaOг+2H2Oг t-люб

0>

эндо

<0

+

+

<

<

  N2г+1/2O2=2N2Oг t-люб

0>

эндо

>0

+

<

>

  CO2г+CO2г=2CO2г ΔG зав от t

0<

экзо

<0

+

>

<

  CO2г+Cl2г=COCl2г ΔG зав от t

1.МОЛЬ.ЗАКОН АВОГАДРО.МОЛЬНЫЙ ОБЪЕМ ГАЗА

Наряду с массой и объемом в химических расчетах часто используется количество вещества, пропорциональное числу содержащихся в веществе структурных единиц. При этом в каждом случае должно быть указано, какие именно структурные единицы (молекулы,атомы,ионы итд) имеются в виду. Единицей количеств вещества является моль.

Моль — количество вещества, содержащее столько молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12г изотопа углерода12С. Число структурных единиц, содержащихся в 1 моле вещества (постоянная Авогадро) определено с большой точностью; в практических расчетах его принимают равным 6,02*1023 моль-1.Масса  1 моля в-ва (мольная масса), выраженная в граммах,численно =относ-й мол-ной массе этого в-ва.

Так, относительная молекулярная масса (или, сокращенно, молекулярная масса) свободного хлора СЬ равна 70,90. Следовательно, мольная масса молекулярного хлора составляет 70,90 г/моль. Однако мольная масоа атомов хлора вдвое меньше (35,45 г/моль), так как 1 моль молекул хлора С12 содержит 2 моля атомов хлора.ΔG= ΔH -TΔS

При постоянстве температуры и давления химические реакции могут самопроизвольно протекать только в таком направлении, при котором энергия Гиббса системы уменьшается (ΔG<0).

ΔHΔSΔG|Возможность(невозм) самопроизвольного протекания реакции        

-+-Возможно   при любых температурах     С6Н6(ж)+7,502(г)=6СО2(г)+ЗН2О(г)

+-+Невозможно   при   любых температурах.  N2(г)+2O2(г)=2NO2(г)

–±Возможно   при достаточно низких температ. ЗН2(г)+N2(г.)=2NН3(г)

++±Возможно при   достаточно высоких темпер. N2O4(г)=2NO2(г)

При низких темп-х наиболее вероятно самопроиз-ое протекание экзотермических реакций, даже если при этом энтропия системы уменьшается.При высоких тем-х наиболее вероятно протекание реакций, сопровождающихся возраст. энтропии, в том числе и эндотермических реакций.

ОСНОВНЫЕ  ГАЗОВЫЕ ЗАКОНЫ

Состояние газа характеризуется его температурой, давлением и объемом. Если температура газа равна 0°С, а давление равно нормальному атмосферному (101,325 кПа нлн 760 мм рт. ст.), то условия, при которых находится газ, называют нормальными. Объем, занимаемый газом при этих условиях, принято обозначать через V0, а давление  через P0. Согласно закону Бойля-Мариотта, при постоянной температуре давление, производимое данной, массой газа, обратно пропорционально объему газа:  Р2/Р1=V1/V2  или  PV=const||При постоянном  объеме давление  газа изменяется прямо пропорционально абсолютной температуре  P1/T1= P2/T2

Зависимость между объемом газа, давлением и температурой можно выразить общим уравнением, объединяющим законы Бойля- Мариотта и Гей-Люссака:PV/T= P0V0/T0 Здесь Р и V-давление и объем газа при данной температуре T, Р0 и V0  давление и объем газа при нормальных условиях.

ώ= mВ/mр-ра*100%;MэкВ=MB/n*B|mА/VВ=MэкА/VэкВ                       

m1/Mэк1=V1/VМэк1 | mА/mВ=MэкА/MэкВ;             

P0V0/T0=PV/T | P0=760 T0=273| Титр T=mВ/Vр-ра ;

Mэк(O2)=8(г/моль)V=5.6(л/моль)|M эк(H2)=12|V=11.2

Молярная конц р-ра CВ=mВ/MВ*Vр-ра(моль/л);\|/ 

Молярная конц эквивал в-ва CэкВ=mВ/MэкВ*Vр-ра

Моляльность CмВ=mВ*1000/MВ*mр-ра(моль/кг);  

Молярная доля ǽВ=υ1/υ1+υ2 ;υ=m/M  |  V=m/ρ;  

Энергия Гиббса G=H-TS(ΔG=H-TΔS T,P-const)

qv=Cmр-раmр-раΔt(qvкол.теплCmуд.т-ём.р-ра кДж/гК)

Qv=qvMB/mB(Qv-изох.т.эф кДж/моль)ΔV=S(h2-h1)

qp=Cmр-раmр-раΔt;Qp=qpMB/mB; Qp= Qv-W;W=PΔV

ЭнтальпияH=U+PV|ЭнтропияS=kω(ω-термд.вер)

ΔrH(298.K)=[υ*ΔfH0[]+]-|ΔrS(298.K)=[υ*ΔfS0[]+]-Дж/К

PV=.υRT;W=ΔυRT;(υ-кол.моль)Δυ=Συпрод-Συисх

ΔU>0(поглащ) ΔU<0(выделен)   ΔU=Q-A           

ΔV=0;A=PΔV ΔU=Qυ т.э.рQυ<0экзо Qυ>0эндо    

ΔP=0;H=ΔU+PΔV (ΔH=ΔU+PΔV P-const)           

ΔH=Qp Qp-т.э.р Qυ<0экзо Qυ>0эндотермич                     

ΔtH0(298)(B)-станд.энт t=25 P=101.325 Па

ΔrH=ΣΔƒH0прод-ΣΔƒH0исх(H0-Дж/мольК)

ΔrS=ΣγS0прод-ΣγS0исх (S0-Дж/мольК)

ΔH0=qvMB/mB*1000 qv=Cmр-ра*(±Δt)*mр-ра