«ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ, ХИМИЧЕСКОЙ КИНЕТИКИ И РАВНОВЕСИЯ»
Основы химической термодинамики
1 . Что изучает химическая термодинамика:
1) скорости протекания химических превращений и механизмы этих превращений;
2) энергетические характеристики физических и химических процессов и способность химических систем выполнять полезную работу;
3) условия смещения химического равновесия;
4) влияние катализаторов на скорость биохимических процессов.
2. Открытой системой называют такую систему, которая:
3. Закрытой системой называют такую систему, которая:
1) не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией;
2) обменивается с окружающей средой и веществом, и энергией;
3) обменивается с окружающей средой энергией, но не обменивается веществом;
4) обменивается с окружающей средой веществом, но не обменивается энергией.
4. Изолированной системой называют такую систему, которая:
1) не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией;
2) обменивается с окружающей средой и веществом, и энергией;
3) обменивается с окружающей средой энергией, но не обменивается веществом;
4) обменивается с окружающей средой веществом, но не обменивается энергией.
5. К какому типу термодинамических систем принадлежит раствор, находящийся в запаянной ампуле, помещен ной в термостат?
1) изолированной;
2) открытой;
3) закрытой;
4) стационарной.
6. К какому типу термодинамических систем принадле жит раствор, находящийся в запаянной ампуле?
1) изолированной;
2) открытой;
3) закрытой;
4) стационарной.
7. К какому типу термодинамических систем принадле жит живая клетка?
1) открытой;
2) закрытой;
3) изолированной;
4) равновесной.
8 . Какие параметры термодинамической системы назы- I вают экстенсивными?
1) величина которых не зависит от числа частиц в системе;
3) величина которых зависит от агрегатного состояния системы;
9. Какие параметры термодинамической системы называют интенсивными?
!) величина которых не зависит от числа частиц в системе;
2) величина которых зависит от числа частиц в системе;
3) величина которых зависит от агрегатного состояния;
4) величина которых зависит от времени.
10 . Функциями состояния термодинамической системы называют такие величины, которые:
1) зависят только от начального и конечного состояния системы;
2) зависят от пути процесса;
3) зависят только от начального состояния системы;
4) зависят только от конечного состояния системы.
11 . Какие величины являются функциями состояния системы: а) внутренняя энергия; б) работа; в) теплота; г) энтальпия; д) энтропия.
3) все величины;
4) а, б, в, г.
12 . Какие из следующих свойств являются интенсивными: а) плотность; б) давление; в) масса; г) температура; д) энтальпия; е) объем?
3) б, в, г, е;
13. Какие из следующих свойств являются экстенсивными: а) плотность; б) давление; в) масса; г) температура; д) энтальпия; е) объем?
3) б, в, г, е;
14 . Какие формы обмена энергией между системой и окружающей средой рассматривает термодинамика: а) теплота; б) работа; в) химическая; г) электрическая; д) механическая; е) ядерная и солнечная?
2) в, г,д, е;
3) а, в, г, д, е;
4) а, в, г, д.
15. Процессы, протекающие при постоянной температуре, называются:
1) изобарическими;
2) изотермическими;
3) изохорическими;
4) адиабатическими.
16 . Процессы, протекающие при постоянном объеме, называются:
1) изобарическими;
2) изотермическими;
3) изохорическими;
4) адиабатическими.
17 . Процессы, протекающие при постоянном давлении, называются:
1) изобарическими;
2) изотермическими;
3) изохорическими;
4) адиабатическими.
18 . Внутренняя энергия системы - это: 1) весь запас энергии системы, кроме потенциальной энергии ее положения и кинетической энергии системы в целом;
2) весь запас энергии системы;
3) весь запас энергии системы, кроме потенциальной энергии ее положения;
4) величина, характеризующая меру неупорядоченности расположения частиц системы.
19 . Какой закон отражает связь между работой, теплотой и внутренней энергией системы?
1) второй закон термодинамики;
2) закон Гесса;
3) первый закон термодинамики;
4) закон Вант-Гоффа.
20 . Первый закон термодинамики отражает связь между:
1) работой, теплотой и внутренней энергией;
2) свободной энергией Гиббса, энтальпией и энтропией системы;
3) работой и теплотой системы;
4) работой и внутренней энергией.
21 . Какое уравнение является математическим выражением первого закона термодинамики для изолированных систем?
l)AU=0 2)AU=Q-p-AV 3)AG = AH-TAS
22 . Какое уравнение является математическим выражением первого закона термодинамики для закрытых систем?
1)AU=0; 2)AU=Q-p-AV;
3) AG = AH - T*AS;
23 . Постоянной или переменной величиной является внутренняя энергия изолированной системы?
1) постоянной;
2) переменной.
24 . В изолированной системе протекает реакция сгорания водорода с образованием жидкой воды. Изменяется ли внутренняя энергия и энтальпия системы?
1) внутренняя энергия не изменится, энтальпия изменится;
2) внутренняя энергия изменится, энтальпия не изменится;
3) внутренняя энергия не изменится, энтальпия не изменится;
4) внутренняя энергия изменится, энтальпия изменится.
25 . При каких условиях изменение внутренней энергии равно теплоте, получаемой системой из окружающей среды?
1) при постоянном объеме;
3) при постоянном давлении;
4) ни при каких.
26 . Тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном объеме, называется изменением:
1) энтальпии;
2) внутренней энергии;
3) энтропии;
4) свободной энергии Гиббса.
27 . Энтальпия реакции - это:
28. Химические процессы, при протекании которых происходит уменьшение энтальпии системы и во внешнюю среду выделяется теплота, называются:
1) эндотермическимий;
2) экзотермическими;
3) экзэргоническими;
4) эндэргоническими.
29 . При каких условиях изменение энтальпии равно теплоте, получаемой системой из окружающей среды?
1) при постоянном объеме;
2) при постоянной температуре;
3) при постоянном давлении;
4) ни при каких.
30 . Тепловой эффект реакции, протекающей при посто-янном давлении, называется изменением:
1) внутренней энергии;
2) ни одно из предыдущих определений неверно;
3) энтальпии;
4) энтропии.
31. Какие процессы называют эндотермическими?
32 . Какие процессы называют экзотермическими?
1) для которых АН отрицательно;
2) для которых AG отрицательно;
3) для которых АН положительно;
4) для которых AG положительно.
33 . Укажите формулировку закона Гесса:
1) тепловой эффект реакции зависит только от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути реакции;
2) теплота, поглощаемая системой при постоянном объеме, равна изменению внутренней энергии системы;
3) теплота, поглощаемая системой при постоянном давлении, равна изменению энтальпии системы;
4) тепловой эффект реакции не зависит от начального и конечного состояния системы, а зависит от пути реакции.
34. Какой закон лежит в основе расчетов калорийности продуктов питания?
1) Вант-Гоффа;
3) Сеченова;
35. При окислении каких веществ в условиях организма выделяется большее количество энергии?
1) белков;
3) углеводов;
4) углеводов и белков.
36 . Самопроизвольным называется процесс, который:
1) осуществляется без помощи катализатора;
2) сопровождается выделением теплоты;
3) осуществляется без затраты энергии извне;
4) протекает быстро.
37 . Энтропия реакции - это:
1) количество теплоты, которое выделяется или поглощается в ходе химической реакции при изобарно-изотер-мических условиях;
2) количество теплоты, которое выделяется или поглощается в ходе химической реакции при изохорно-изотер-мических условиях;
3) величина, характеризующая возможность самопроизвольного протекания процесса;
4) величина, характеризующая меру неупорядоченности расположения и движения частиц системы.
38 . Какой функцией состояния характеризуется тенденция системы к достижению вероятного состояния, которому соответствует максимальная беспорядочность распределения частиц?
1) энтальпией;
2) энтропией;
3) энергией Гиббса;
4) внутренней энергией.
39 . В каком соотношении находятся энтропии трех агрегатных состояний одного вещества: газа, жидкости, твердого тела:
I) S (г) > S (ж) > S (тв); 2)S(тв)>S(ж)>S(г); 3)S(ж)>S(г)>S(TB); 4) агрегатное состояние не влияет на значение энтропии.
40 . В каком из следующих процессов должно наблюдаться наибольшее положительное изменение энтропии:
1) СН3ОН (тв) --> СН,ОН (г);
2) СH4OH (тв) --> СН 3 ОН (ж);
3) СН,ОН (г) -> CH4OH (тв);
4) СН,ОН (ж) -> СН3ОН (тв).
41 . Выберите правильное утверждение: энтропия системы увеличивается при:
1) повышении давления;
2) переходе от жидкого к твердому агрегатному состоянию
3) повышении температуры;
4) переходе от газообразного к жидкому состоянию.
42. Какую термодинамическую функцию можно использовать, чтобы предсказать возможность самопроизвольного протекания реакции в изолированной системе?
1) энтальпию;
2) внутреннюю энергию;
3) энтропию;
4) потенциальную энергию системы.
43 . Какое уравнение является математическим выражением 2-го закона термодинамики для изолированных систем?
44 . Если система обратимым образом получает количество теплоты Q при температуре Т, то об T;
2) возрастает на величину Q/T;
3) возрастает на величину, большую Q/T;
4) возрастает на величину, меньшую Q/T.
45 . В изолированной системе самопроизвольно протекает химическая реакция с образованием некоторого количества продукта. Как изменяется энтропия такой системы?
1) увеличивается
2) уменьшается
3) не изменяется
4) достигает минимального значения
46 . Укажите, в каких процессах и при каких условиях изменение энтропии может быть равно работе процесса?
1) в изобарных, при постоянных Р и Т;
2) в изохорных, при постоянных V и Т;
З) изменение энтропии никогда не равно работе; 4) в изотермических, при постоянных Р и 47 . Как изменится связанная энергия системы TS при нагревании и при ее конденсации?
1) при нагревании растет, при конденсации уменьшается;
2) при нагревании уменьшается, при конденсации растет;
3) не происходит изменение T-S;
4) при нагревании и конденсации растет.
48 . Какие параметры системы необходимо поддерживать постоянными, чтобы по знаку изменения энтропии можно было судить о направлении самопроизвольного протекания процесса?
1) давление и температуру;
2) объем и температуру;
3) внутреннюю энергию и объем;
4) только температуру.
49 . В изолированной системе все самопроизвольные процессы протекают в сторону увеличения беспорядка. Как при этом изменяется энтропия?
1) не изменяется;
2) увеличивается;
3) уменьшается;
4) сначала увеличивается, а затем уменьшается.
50 . Энтропия возрастает на величину Q/T для:
1) обратимого процесса;
2) необратимого процесса;
3) гомогенного;
4) гетерогенного.
51 Как изменяется энтропия системы за счет прямой и обратной реакции при синтезе аммиака?
3) энтропия не изменяется в ходе реакции;
4) энтропия увеличивается для прямой и обратной реакции.
52 . Какими одновременно действующими факторами определяется направленность химического процесса?
1) энтальпийным и температурным;
2) энтальпийным и энтропийным;
3) энтропийным и температурным;
4) изменением энергии Гиббса и температуры.
53. В изобарно-изотермических условиях максимальная работа, осуществляемая системой:
1) равна убыли энергии Гиббса;
2) больше убыли энергии Гиббса;
3) меньше убыли энергии Гиббса;
4) равна убыли энтальпии.
54 . Какие условия необходимо соблюдать, чтобы максимальная работа в системе совершалась за счет убыли энергии Гиббса?
1) необходимо поддерживать постоянными V и t;
2) необходимо поддерживать постоянными Р и t;
3) необходимо поддерживать постоянными АН и AS;
4) необходимо поддерживать постоянными PиV
55 . За счет чего совершается максимальная полезная работа химической реакции при постоянных давлении и температуре?
1) за счет убыли энергии Гиббса;
3) за счет увеличения энтальпии;
4) за счет уменьшения энтропии.
56. За счет чего совершается маскимальная полезная работа живым организмом в изобарно-изотермических условиях?
1) за счет убыли энтальпии;
2) за счет увеличения энтропии;
3) за счет убыли энергии Гиббса;
4) за счет увеличения энергии Гиббса.
57 . Какие процессы называют эндэргоническими?
58. Какие процессы называют экзэргоническими?
2) AG 0; 4) AG > 0.
59. Самопроизвольный характер процесса лучше определять путем оценки:
1)энтропии;
3) энтальпии;
2) свободной энергии Гиббса;
4) температуры.
60 . Какую термодинамическую функцию можно использовать для предсказания возможности самопроизвольного протекания процессов в живом организме?
1) энтальпию;
3) энтропию;
2) внутреннюю энергию;
4) свободную энергию Гиббса.
61 . Для обратимых процессов изменение свободной энергии Гиббса...
1) всегда равно нулю;
2) всегда отрицательно;
3) всегда положительно;
62 . Для необратимых процессов изменение свободной энергии:
1) всегда равно нулю;
2) всегда отрицательно;
3) всегда положительно;
4) положительно или отрицательно в зависимости от обстоятельств.
63. В изобарно-изотермических условиях в системе самопроизвольно могут осуществляться только такие процессы, в результате которых энергия Гиббса:
1) не меняется;
2) увеличивается;
3) уменьшается;
4) достигает максиального значения.
64 . Для некоторой химической реакции в газовой фазе при постоянных Р и TAG > 0. В каком направлении самопроизвольно протекает эта реакция?
Г) в прямом направлении;
2) не может протекать при данных условиях;
3) в обратном направлении;
4) находится в состоянии равновесия.
65 . Каков знак AG процесса таяния льда при 263 К?
66 . В каком из следующих случаев реакция неосуществима при любых температурах?
1)AH>0;AS>0; 2)AH>0;AH
3)A#4)AH= 0;AS = 0.
67. В каком из следующих случаев реакция возможна при любых температурах?
1)ДH 0; 2)AH 0; AS > 0; 4)AH = 0;AS = 0.
68 . Если АН
1) [АН] > ;
2) при любых соотношениях АН и TAS; 3){AH]
4) [АН] = [Т-А S].
69 . При каких значениях по знаку АН и AS в системе возможны только экзотермические процессы?
70. При каких соотношениях АН и T* AS химический процесс направлен в сторону эндотермической реакции:
71 . При каких постоянных термодинамических параметрах изменение энтальпии может служить критерием направления самопроизвольного процесса? Какой знак DH в этих условиях указывает на самопроизвольный процесс?
1) при постоянных S и Р, АН
3) при постоянных Put, АН
2) при постоянных 5 и Р, АН > 0; 4) при постоянных Vn t, АН > 0.
72 . Можно ли и в каких случаях по знаку изменения энтальпии в ходе химической реакции судить о возможности ее протекания при постоянных Ти Р1
1) можно, если ЛЯ » T-AS;
2) при данных условиях нельзя;
3) можно, если АН « T-AS;
4) можно, если АН = T-AS.
73 . Реакция ЗН 2 + N 2 -> 2NH 3 проводится при 110°С, так что все реагенты и продукты находятся в газовой фазе. Какие из указанных ниже величин сохраняются в ходе реакции?
2) энтропия;
3) энтальпия;
74 . Какие из следующих утверждений верны для реакций, протекающих в стандартных условиях?
1) эндотермические реакции не могут протекать самопроизвольно;
2) эндотермические реакции могут протекать при достаточно низких температурах;
3) эндотермические реакции могут протекать при высоких температурах, если AS > 0;
4) эндотермические реакции могут протекать при высоких температурах, если AS
75 . Каковы особенности биохимических процессов: а) подчиняются принципу энергетического сопряжения; б) как правило обратимы; в) сложные; г) только экзэргонические (AG
1) а, б, в, г;
2) б, в, г; 3) а, 6, в; 4) в, д.
76 . Экзэргонические реакции в организме протекают самопроизвольно, так как:
77 . Эндэргонические реакции в организме требуют подвода энергии, так как: 1)AG >0;
78 . При гидролизе любого пептида АН 0, будет ли данный процесс протекать самопроизвольно?
1) будет, так как AG > 0;
3) не будет, так как AG > 0;
2) будет, так как AG
4) не будет, так как AG
79 . Калорийностью питательных веществ называется энергия:
1) выделяемая при полном окислении 1 г питательных веществ;
2) выделяемая при полном окислении 1 моль питательных веществ;
3) необходимая для полного окислении 1 г питательных веществ;
4) необходимая для полного окислении 1 моль питательных веществ.
80 . Для процесса тепловой денатурации многих ферментов ЛЯ > 0 и AS > 0. Может ли данный процесс протекать самопроизвольно?
1) может при высоких температурах, так как \T-AS\ > |АД];
2) может при низких температурах, так как \T-AS\
3) не может, так как \T-AS\ > |AH];
4) не может, так как \T-AS\
81 . Для процесса тепловой гидратации многих белков АН
1) может при достаточно низких температурах, так как |AH| > \T-AS\;
2) может при достаточно низких температурах, так как |АЯ|
3) может при высоких температурах, так как |АH)
4) не может ни при каких температурах.
ПрограммаПараметров химических реакций, химического равновесия ; - рассчитывать тепловые эффекты и скорость химических реакций... реакций; - основы физической и коллоидной химии, химической кинетики , электрохимии, химической термодинамики и термохимии; ...
Задачи профессиональной деятельности выпускника. Компетенции выпускника, формируемые в результате освоения ооп впо. Документы, регламентирующие содержание и организацию образовательного процесса при реализации ооп впо (3)
РегламентМодуль 2. Основные физико-химические закономерности протекания химических процессов Основы химической термодинамики . Основы химической кинетики . Химическое равновесие . Модуль 3..Основы химии растворов Общие...
Данное пособие может быть использовано для самостоятельной работы студентами нехимических специальностей
ДокументПростые вещества. На этой основе в химической термодинамике создана система расчета тепловых эффектов... , Cr2O3? ТЕМА 2. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ Как было показано ранее, химическая термодинамика позволяет предсказать принципиальную...
Рабочая программа дисциплины химия направление подготовки
Рабочая программа4.1.5. Окислительно-восстановительные процессы. Основы электрохимии Окислительно-восстановительные процессы. ... Способы количественного выражения состава растворов. 5 Химическая термодинамика 6 Кинетика и равновесие . 7 Диссоциация, рН, гидролиз 8 ...
Лекция 1 Химическая термодинамика. Химическая кинетика и катализ ПЛАН 1. Основные понятия термодинамики. 2. Термохимия. 3. Химическое равновесие. 4. Скорость химических реакций. 5. Влияние температуры на скорость реакций. 6. Явление катализа. Подготовили: к.х.н., доц. Іванець Л.М., ас. Козачок С.С. Лектор ассистент кафедры фармацевтической химии Козачок Соломея Степановна
Термодинамика – Термодинамика – это раздел физики, изучающей взаимные преобразования различных видов энергии, связанных с переходом энергии в форме теплоты и работы. Большое практическое значение термодинамики в том, что она позволяет рассчитать тепловые эффекты реакции, заранее указать возможность или невозможность осуществления реакции, а также условия ее прохождения.
Внутренная енергия Внутренная энергия - кинетическая энергия всех частиц системы (молекул, атомов, электронов) и потенциальная энергия их взаимодействий, кроме кинетической и потенциальной энергии системы в целом. Внутренная энергия является функцией состояния, т.е. ее изменение определяется заданным начальным и конечным состояниями системы и не зависит от пути процесса: U = U 2 – U 1
Первый закон термодинамики Энергия не исчезает бесследно и не возникает из ничего, а только переходит из одного вида в другой в эквивалентном количестве. Вечный двигатель первого рода, то есть периодически действующая машина, которая дает работу, не тратя при этом энергии, невозможен. Q = U + W В любой изолированной системе общий запас энергии сохраняется неизменным. Q = U + W
Тепловой эффект химической реакции при постоянном V или р не зависит от пути прохождения реакции, а определяется природой и состоянием исходных веществ и продуктов реакции Закон Гесса Н 1 Н 2 Н 3 Н 4 Исходние вещества продукты реакции Н 1 = Н 2 + Н 3 + Н 4 Н 1 = Н 2 + Н 3 + Н 4
Второй закон термодинамики, как и первый, является результатом многовекового человеческого опыта. Существуют различные формулировки второго закона, но все они определяют направление самопроизвольных процессов: 1. Теплота не может самопроизвольно переходить от холодного тела к горячему (постулат Клаузиуса). 2. Процесс, единственным результатом которого является превращение теплоты в работу, невозможен (постулат Томсона). 3. Нельзя построить машину периодического действия, которая только охлаждаюет тепловой резервуар и выполняет работу (первый постулат Планка). 4. Любая форма энергии может полностью превратиться в теплоту, но теплота преобразуется в другие виды энергии лишь частично (второй постулат Планка).
Энтропия – термодинамическая функция состояния, поэтому ее изменение не зависит от пути процесса, а определяется только начальным и конечным состояниями системы. тогда S 2 - S 1 = ΔS = S 2 - S 1 = ΔS = Физической смысл энтропии - это количество связанной энергии, которая отнесенная к одному градусу: в изолированных системах, направление течения самопроизвольных процессов определяется изменением энтропии.
Характеристические функции U – функция изохорно-изоэнтропийного процесса: dU = TdS – pdV. Для произволного процесса: U 0 Н – функция изобарно-изоэнтропийного процесса:dН = TdS + Vdp Для произволного процесса: Н 0 S – функция изолированой системы Для произволного процесса: S 0 Для произволного процесса: S 0 F – функция изохорно-изотермического процесса dF = dU – TdS. Для произволного процесса: F 0 G – функция изобарно-изотермического процесса: dG = dH- TdS Для произволного процесса: G 0
Классификация химических реакций по числу стадий Простые протекают в один элементарный химический актСложные протекают в несколько стадий Обратная реакция А В Обратная реакция: А В Паралельние: В А С Последовательные:АВС Сопряженные:А D Сопряженные: А D С В Е В Е
Влияние температуры на скорость реакций Влияние температуры на скорость ферментативных реакций t t
Сравнение Вант- Гоффа: Расчет срока годности лекарств по методу "ускоренного старения" Вант- Гоффа: при t 2 t 1 Температурной коэффициент скорости:
Разрыв химических связей сопровождается поглощением определенного количества энергии (эндотермическая реакция), а образование связи – выделением энергии (экзотермическая реакция). В зависимости от соотношения этих количеств в результате химической реакции энергия выделяется или поглощается. Оба типа реакций являются идут в соответствии со вторым началом термодинамики для открытых систем. Экзотермические реакции порождают хаос, допуская утечку энергии в окружающую среду, но при этом понижают энтропию внутри системы, создавая новую более сложную структуру. Эндотермические реакции понижают энтропию в окружающей среде и за счет энергии взятой извне увеличивают хаос внутри системы.
Основными направлениями современной химии являются кинетика и термодинамика химических реакций, которые позволяют теоретически объяснить эффективность и скорость протекания реакций. В соответствии с господствующей теорией «соударения», эффективность и скорость реакции зависят от концентрации реагирующих веществ и кинетической энергии хаотичного движения их молекул. Однако высокая эффективность и скорость многих реакций имеет место и при низких концентрациях и пониженной температуре. В этом случае эффективность обеспечивается наличием в реакционной смеси катализатора - вещества, ускоряющего химическую реакцию, но не входящее в состав ее конечных продуктов. Например. Механизм действия катализатора К в реакции А+В=АВ можно схематически показать так: 1) А+ К = А К ; 2) А К .+В=АВ+ К . При этом взаимодействие реагирующих веществ с катализаторами не обязательно имеет химическую природу. Эффективность реакций в живых клетках ограничена достаточно низкими температурами, связными с сохранением белковой структуры и низкими концентрациями реагирующих веществ, поэтому все клеточные реакции являются каталитическими . Роль катализаторов большинства реакций в живых клетках играют белки - ферменты. В основе механизма работы многих ферментов лежит соответствие его пространственной структуры и пространственных структур реагирующих веществ по принципу «ключа» - «замочной скважины». Как правило, ферменты являются высокоспецифичными и обеспечивают только одну или несколько однотипных реакций.
Все химические реакции делятся на два типа: обратимые и необратимые. Необратимые реакции протекают только в одном направлении – образование продуктов реакции и идут до полного
расходования хотя бы одного из реагирующих веществ.
В ходе обратимых реакций ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Обратимыми называют реакции, которые одновременно протекают в прямом и обратном направлении.
Состояние обратимой реакции, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называется химическим равновесием. В равновесном состоянии прямая и обратная реакции не прекращаются. Но так как их скорости при этом равны, то видимых изменений в системе не происходит: концентрации всех реагирующих веществ остаются постоянными. Изучение термодинамики обратимых и необратимых химических реакций показало, что динамическое равновесие обратимых реакций может быть смещено, и направление этого смещения определяется принципом французского ученого Ле-Шателье. Если на систему, находящуюся в состоянии динамического равновесия оказать внешнее воздействие (изменить концентрацию, температуру, давление), то равновесие смещается в сторону той реакции, которая противодействует этому воздействию. На этом принципе базируется саморегуляция равновесия не только химических реакций, но и любых других открытых систем.
Во многих химических реакциях сначала образуется небольшое вещество активных атомов или свободных радикалов, быстро реагирующих с молекулами исходных веществ, затем они снова образуются так, что их концентрация не меняется. Получается, что одна такая частица может вызвать цепь повторяющихся неразветвленных и разветвленных реакций (цепных реакций).
Кинетика и термодинамика различных типов химических реакций легли в основу таких направлений современной химии, как химическая эволюция и самоуправляемые сложные химические реакции. Создавая комплекс определенных физических условий, источников энергии и катализаторов, можно добиться того, что смесь определенных простых веществ путем последовательности неконтролируемых человеком химических реакций с образованием промежуточных соединений, придет к созданию нужного нам конечного продукта. Таким образом, в условиях ультрафиолетового облучения периодических электрических разрядов, из смеси водорода, аммиака, метана, окиси углерода, углекислого газа, сероводорода и минимальных количеств кислорода, удалось получить самопроизвольный синтез аминокислот, сахаров, азотистых оснований и более сложных органических соединений. Например - предшественники ферментов и хлорофилл растений. Все это в принципе доказывает возможность появления сложных органических соединений из неорганических простых веществ путем самопроизвольной химической эволюции.
Основные понятия и законы химии. Химическая связь. Строение и свойства вещества
1. Какие вещества называют простыми? Сложными? Из приведенных веществ выберите простые: СО, О 3 , СаО, К, Н 2 , Н 2 О.
2. Какие вещества называют оксидами? Кислотами? Основаниями? Солями?
3. Из приведенных оксидов – SO 2 , CaO, ZnO, Cr 2 O 3 , CrO, P 2 O 5 , CO 2 , Cl 2 O 3 , Al 2 O 3 – выберите основные, кислотные и амфотерные.
4. Какие соли относят к кислым, основным, средним, двойным, смешанным, комплексным?
5. Назовите следующие соединения: ZnOHCl, KHSO 3 , NaAl(SO 4) 2 . К какому классу соединений они относятся?
6. Что называют основностью кислоты?
7. Из приведенных гидроксидов выберите амфотерные: Fe(OH) 2 , KOH, Al(OH) 3 , Ca(OH) 2 , Fe(OH) 3 , Pb(OH) 2 .
8. Что называют схемой реакции? Уравнением реакции?
9. Как называют числа, стоящие в уравнении реакции? Что они показывают?
10. Как перейти от схемы реакции к уравнению?
11. С какими веществами вступают во взаимодействие основные оксиды? Амфотерные оксиды? Кислотные оксиды?
12. С какими веществами вступают во взаимодействие основания?
13. С какими веществами вступают во взаимодействие кислоты?
14. С какими веществами вступают во взаимодействие соли?
15. Определите массовые доли элементов в азотной кислоте HNO 3.
16. Какие металлы взаимодействуют с щелочами?
17. Какие металлы взаимодействуют с растворами серной и соляной кислот?
18. Какие продукты образуются при взаимодействии металлов с азотной кислотой различной концентрации?
19. Какие реакции называют реакциями разложения? Соединения? Замещения? Окислительно-восстановительными?
20. Составьте уравнения реакций: CrCl 3 + NaOH→; CrCl 3 + 2NaOH→; CrCl 3 + 3NaOH→; CrCl 3 + NaOH (избыток) →.
21. Составьте уравнения реакций: Al + KOH →; Al + KOH + Н 2 О →.
22. Что называют атомом? Химическим элементом? Молекулой?
23. Какие элементы относят к металлам? Неметаллам? Почему?
24. Что называют химической формулой вещества? Что она показывает?
25. Что называют структурной формулой вещества? Что она показывает?
26. Что называют количеством вещества?
27. Что называют молем? Что он показывает? Какое количество структурных единиц содержится в моле вещества?
28. Какие массы элементов указаны в Периодической системе?
29. Что называют относительными атомной, молекулярной массами? Как их определяют? Каковы их единицы измерения?
30. Что называют молярной массой вещества? Как ее определяют? Какова ее единица измерения?
31. Какие условия называют нормальными условиями?
32. Какой объем занимает 1 моль газа при н.у.? 5 моль газа при н.у.?
33. Из чего состоит атом?
34. Из чего состоит ядро атома? Какой заряд имеет ядро атома? Чем определяется заряд ядра атома? Чем определяется масса ядра атома?
35. Что называют массовым числом?
36. Что называют энергетическим уровнем? Сколько электронов расположено на отдельном энергетическом уровне?
37. Что называют атомной орбиталью? Как ее изображают?
38. Что характеризует главное квантовое число? Орбитальное квантовое число? Магнитное квантовое число? Спиновое квантовое число?
39. Какова связь между главным и орбитальным квантовыми числами? Между орбитальным и магнитным квантовыми числами?
40. Как называют электроны с = 0? = 1? = 2? = 3? Сколько орбиталей соответствует каждому из данных состояний электрона?
41. Какое состояние атома называют основным? Возбужденным?
42. Сколько электронов может располагаться на одной атомной орбитали? Чем они отличаются?
44. Сколько и какие подуровни могут располагаться на первом энергетическом уровне? На втором? На третьем? На четвертом?
45. Сформулируйте принцип наименьшей энергии, правила Клечковского, принцип Паули, правило Хунда, периодический закон.
46. Что периодически изменяется для атомов элементов?
47. Что общего у элементов одной подгруппы? Одного периода?
48. Чем отличаются элементы главных подгрупп от элементов побочных подгрупп?
49. Составьте электронные формулы ионов Сr +3 , Са +2 , N -3 . Какое количество неспаренных электронов имеют указанные ионы?
50. Какую энергию называют энергией ионизации? Сродством к электрону? Электроотрицательностью?
51. Как изменяются радиусы атомов и ионов в группе и в периоде Периодической системе Д.И. Менделеева?
52. Как изменяются электроотрицательности атомов в группе и в периоде Периодической системе Д.И. Менделеева?
53. Как изменяются металлические свойства элементов и свойства их соединений в группе и в периоде Периодической системе Д.И. Менделеева?
54. Составьте формулы высших оксидов алюминия, фосфора, брома, марганца.
55. Как определяется количество протонов, нейтронов и электронов в атоме?
56. Сколько протонов, нейтронов и электронов содержится в атоме цинка?
57. Сколько электронов и протонов содержится в ионах Сr +3 , Са +2 , N -3 ?
58. Сформулируйте закон сохранения массы? Что остается постоянным при протекании любой химической реакции?
59. Какой параметр остается постоянным в изобарных химических реакциях?
60. Сформулируйте закон постоянства состава. Для веществ какой структуры он справедлив?
61. Сформулируйте закон Авогадро и следствия из него.
62. Если плотность газа по азоту составляет 0,8, то какова молярная масса газа?
63. В случае изменения каких внешних параметров изменяется молярный объем газа?
64. Сформулируйте объединенный газовый закон.
65. Для равных объемов разных газов при одних и тех же условиях массы газов будут равны?
66. Сформулируйте закон Дальтона. Если общее давление смеси азота и водорода составляет 6 атм., а объемное содержание водорода 20%, то каковы парциальные давления компонентов?
67. Запишите уравнение Менделеева-Клапейрона (состояния идеального газа).
68. Какую массу имеет смесь газов, состоящая из 11,2 л азота и 11,2 л фтора (н.у.)?
69. Что называют химическим эквивалентом? Молярной массой эквивалента?
70. Как определяют молярные массы эквивалентов простых и сложных веществ?
71. Определите молярные массы эквивалентов следующих веществ: О 2 , Н 2 О, СаСl 2 , Са(ОН) 2 , Н 2 S.
72. Определите эквивалент Bi(OH) 3 в реакции Bi(OH) 3 + HNO 3 = Bi(OH) 2 (NO 3) + H 2 O.
73. Сформулируйте закон эквивалентов.
74. Что называют молярным объемов эквивалента вещества? Как его определяют?
75. Сформулируйте закон объемных отношений.
76. Какой объем кислорода потребуется на окисление 8 м 3 водорода (н.у.) по реакции 2H 2 + O 2 ↔ 2H 2 O?
77. Какой объем хлороводорода образуется при взаимодействии 15 л хлора и 20 л водорода?
78. Что понимают под химической связью? Укажите характеристики химической связи.
79. Что является мерой прочности химической связи?
80. Что влияет на распределение электронной плотности?
81. Что определяет форму молекулы?
82. Что называют валентностью?
83. Определите валентности азота в следующих соединениях: N 2 , NH 3 , N 2 H 4 , NH 4 Cl, NaNO 3 .
84. Что называют степенью окисления?
85. Какую связь называют ковалентной?
86. Укажите свойства ковалентной связи.
87. Как изменяется полярность связи в ряду КI, КBr, КCl, КF?
88. Молекулы какого вещества неполярны: кислород, хлороводород, аммиак, уксусная кислота.
89. Что понимают под гибридизацией валентных орбиталей?
90. Определите типы гибридизации центральных атомов в следующих веществах: фторид бериллия, хлорид алюминия, метан.
91. Как влияет тип гибридизации на пространственное строение молекул?
92. Какую связь называют ионной? Под воздействием каких сил она возникает?
93. Какую связь называют металлической?
94. Какими свойствами обладают вещества с металлическим типом химической связи?
95. Чему равно максимальное число -связей, которое может образовываться между двумя атомами в молекуле?
96. Как определяется абсолютная электроотрицательность атома элемента?
97. Расположите элементы в порядке возрастания их электроотрицательности: Fe, C, Ag, H, Cl.
98. Что называют дипольным моментом связи? Как его рассчитывают?
99. Какими особенностями обладают вещества с атомной кристаллической решеткой? С молекулярной кристаллической решеткой?
100.Какую связь называют водородной? От чего зависит ее прочность? Между молекулами каких неорганических веществ она возникает?
Термодинамика и кинетика химических реакций
1. Что изучает термодинамика?
2. Что называют термодинамической системой? Какие виды систем существуют?
3. Что называют параметрами состояния? Какие параметры называют интенсивными, экстенсивными? Назовите основные параметры химической системы.
4. Что называют процессом? Самопроизвольным процессом? Циклом? Равновесным процессом? Неравновесным процессом? Обратимым процессом?
5. Что называют фазой? Гомогенной, гетерогенной системой?
6. Что называют функцией состояния?
7. Что характеризует внутренняя энергия U? От чего зависит внутренняя энергия?
8. Что называют теплотой Q? Какие реакции являются экзотермическими, эндотермическими? Как при их протекании изменяется теплота и энтальпия?
9. Что называют работой p∆V?
10. Сформулируйте первый закон термодинамики. Запишите его математически.
11. Сформулируйте первый закон термодинамики для изотермического, изохорного и изобарного процессов.
12. Что называют энтальпией?
13. Что называют тепловым эффектом реакции? От чего зависит тепловой эффект реакции?
14. Какое уравнение называют термодинамическим? Термохимическим?
15. Какие условия называют стандартными?
16. Что называют энтальпией реакции? Стандартной энтальпией реакции?
17. Что называют энтальпией образования вещества? Стандартной энтальпией образования вещества?
18. Какое состояние вещества является стандартным? Чему равна энтальпия образования простого вещества в стандартном состоянии?
19. Энтальпия образования H 2 SO 3 по величине равна тепловому эффекту реакции: 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 О (г) + SО 2(г) H 2 SO 3(ж) ; 2H (г) + S (тв) + 3О (г) H 2 SO 3(ж) .
20. При взаимодействии 1 моля водорода и 1 моля брома выделилось 500 кДж тепла. Чему равна ∆Н обр, HBr ?
21. При образовании 5 молей вещества А х В у поглотилось 500 кДж тепла. Чему равна ∆Н обр этого вещества?
22. Что называют энтальпией сгорания? Стандартной энтальпией сгорания? Теплотворной способностью?
23. Сформулируйте закон Гесса, первое и второе следствия из него.
24. Какое выражение применимо для расчета ∆Н р реакции 2А + 3В 2С по следствию закона 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. Стандартная энтальпия сгорания (∆Н 0 сгор) метанола СН 4 О (ж) (М = 32 г/моль) равна -726,6 кДж/моль. Какое количество тепла выделится при сгорании 2,5 кг вещества?
26. В каком случае стандартная энтальпия сгорания одного вещества равна стандартной энтальпии образования другого вещества?
27. Для каких веществ стандартная энтальпия сгорания равна нулю: СО, СО 2 , Н 2 , О 2 ?
28. Для реакции 2Cl 2(г) + 2H 2 O (ж) 4HCl (г) + О 2(г) рассчитайте стандартную энтальпию (кДж), если известны стандартные энтальпии образования веществ:
29. ∆Н = -1410,97 кДж/моль; ∆Н = -2877,13 кДж/моль. Какое количество теплоты выделится при совместном сжигании 2 моль этилена и 4 моль бутана?
30. ∆Н = -1410,97 кДж/моль; ∆Н = -2877,13 кДж/моль. Какое количество теплоты выделится при сжигании 0,7 кг газовой смеси, состоящей из 20% этилена и 80% бутана?
31. Стандартная энтальпия реакции MgCO 3(тв) → MgO (тв) + СО 2(г) равна 101,6 кДж; стандартные энтальпии образования MgO (тв) и СО 2(г) : -601,0 и -393,5 кДж/моль соответственно. Чему равна стандартная энтальпия образования карбоната магния MgСO 3 ?
32. Что называют термодинамической вероятностью системы? Что называют энтропией? Как энтропия выражается через термодинамическую вероятность?
33. Сформулируйте второй закон термодинамики.
34. Что называют стандартной энтропией вещества?
35. Сформулируйте третье начало термодинамики (постулат Планка).
36. Что называют энтропией реакции? Стандартной энтропией реакции?
37. Какое выражение применимо для расчета ∆S р реакции 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 реакции 2Cl 2(u) + 2H 2 O (ж) 4HCl (г) + О 2(г) рассчитайте стандартную энтропию (Дж/К), если известны стандартные энтропии образования веществ:
39. Что называют свободной энергией Гиббса? Какова ее связь с другими термодинамическими функциями?
40. Как по знаку энергии Гиббса реакции определяют направление реакции?
41. При каких температурах возможна реакция, если ∆H<0, ∆S>0; ∆H<0, ∆S<0; ∆H>0, ∆S>0; ∆H>0, ∆S<0.
42. Как определяют равновесную температуру процесса?
43. Что называют энергия Гиббса реакции ∆G р? Стандартной энергией Гиббса реакции?
44. Какое выражение применимо для расчета ∆G р реакции 4NH 3(г) + 5O 2(г) 4NO (г) + 6H 2 О (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 реакции HNO 3(ж) + HNO 2(ж) 2NO 2(г) + H 2 O (ж) рассчитайте стандартную энергию Гиббса (кДж), если известны стандартные энергии Гиббса образования веществ:
46. Для реакции Fe (тв) + Al 2 O 3(тв) → Al (тв) + Fe 2 O 3(тв) определите равновесную температуру и возможность протекания процесса при 125 0 С, если ∆Н = 853,8 кДж/моль; ∆S = 37,68 Дж/моль·K.
47. Что понимают под скоростью химической реакции?
48. Сформулируйте закон действующих масс.
49. За 40 с в результате двух реакций Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 (1) и Zn + 2HBr = ZnBr 2 + H 2 (2) образовалось по 8 г хлорида и бромида цинка. Сравните скорости реакций.
50. Если в реакции 3Fe(NO 3) 2(р-р) + 4HNO 3 = 3Fe(NO 3) 3(р-р) + NO (г) + 2H 2 O (ж) концентрацию Fe(NO 3) 2 увеличить в 7 раза, а концентрацию HNO 3 в 4 раза, то как изменится скорость реакции?
51. Составьте кинетическое уравнение реакции Sb 2 S 3(тв) + 3Н 2(г) 2Sb (тв) + 3H 2 S (г) .
52. Как определяется скорость многостадийной реакции?
53. Как изменится скорость прямой реакции СО (г) + 3Н 2(г) СН 4(г) + Н 2 О (г) при увеличении давления системы в 3 раза?
54. Что называют константой скорость? От чего она зависит?
55. Что называют энергией активации? От чего она зависит?
56. Константа скорости некоторой реакции при температуре 310 К равна 4,6∙10 -5 л·моль -1 ·с -1 , а при температуре 330 К 6,8∙10 -5 л·моль -1 ·с -1 . Чему равна энергия активации равна?
57. Энергия активации некоторой реакции равна 250 кДж/моль. Как изменится константа скорости при изменении температуры проведения реакции от 320 К до 340 К?
58. Запишите уравнение Аррениуса и правило Вант-Гоффа.
59. Энергия активации реакции (1) равна 150 кДж/моль, энергия активации реакции (2) равна 176 кДж/моль. Сравните константы скорости k 1 и k 2 .
60. Чем объяснить повышение скорости реакции с повышением температуры?
61. Что называют температурным коэффициентом реакции?
62. Чему равен температурный коэффициент реакции, если константа скорости некоторой реакции при 283 и 308 К составляет соответственно 1,77 и 7,56 л·моль -1 ·с -1 ?
63. При температуре 350 К реакция закончилась за 3 с, а при температуре 330 К – за 28 с. За какое время она закончится при температуре 310 К?
64. Как влияет энергия активации на температурный коэффициент реакции?
65. Что называют катализатором? Ингибитором? Промотором? Каталитическим ядом?
66. Что называют химическим равновесием? До каких пор в системе сохраняется равновесное состояние?
67. Как связаны скорости прямой и обратной реакций в момент равновесия?
68. Что называют константой равновесия? От чего она зависит?
69. Выразите константу равновесия реакций 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 ; Sb 2 S 3(тв) + 3Н 2 ↔ 2Sb (тв) + 3Н 2 S (г) .
70. При некоторой температуре константа равновесия реакции N 2 O 4 ↔ 2NO 2 равна 0,16. В исходном состоянии NO 2 не было, а равновесная концентрация NO 2 составила 0,08 моль/л. Чему будут равны равновесная и исходная концентрация N 2 O 4 ?
71. Сформулируйте принцип Ле Шателье. Как влияют на смешение равновесия изменение температуры, концентрации, общего давления?
72. Химическое динамическое равновесие в системе установилось при 1000 К и давлении 1 атм., когда в результате реакции Fe (тв) + СО 2(г) ↔ FeO (тв) + СО (г) парциальное давление углекислого газа стало равно 0,54 атм. Чему равна константа равновесия К р этой реакции?
73. Равновесные концентрации (моль/л) компонентов газофазной системы, в которой происходила реакция
3N 2 H 4 ↔ 4NH 3 + N 2 , равны: =0,2; =0,4; =0,25. Чему равна константа равновесия обратимой
74. Равновесные концентрации (моль/л) компонентов газофазной системы, в которой происходит реакция
N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 , равны: =0,12; =0,14; =0,1. Определите исходные концентрации N 2 и H 2 .
75. Равновесные концентрации компонентов газовой фазы системы, в которой происходит реакция
С (тв) + СО 2 ↔ 2СО при 1000 К и Р общ = 1 атм., равны CО 2 - 17% об. и СО - 83% об. Чему равна константа
равновесия реакции?
76. Константа равновесия К с обратимой газофазной реакции СН 4 + Н 2 О ↔ СО + 3Н 2 при некоторой температуре равна 9,54 моль 2 ·л -2 . Равновесные концентрации метана и воды равны соответственно 0,2 моль/л и 0,4 моль/л. Определите равновесные концентрации СО и Н 2 .
77. Запишите взаимосвязь константы равновесия К р и энергии Гиббса ∆G обратимой реакции, протекающей в изотермических условиях.
78. Определите константа равновесия К р газофазной обратимой реакции COCl 2 ↔ CO + Cl 2 ; ∆H 0 = 109,78 кДж,
∆S 0 = 136,62 Дж/К при 900 К.
79. Константа равновесия К р газофазной реакции PCl 3 + Cl 2 ↔ PCl 5 ; ∆Н 0 = -87,87 кДж при 450 К равна 40,29 атм -1 . Определите энергия Гиббса этого процесса (Дж/К).
80. Запишите связь между К р и К с обратимой газофазной реакции 2СО + 2Н 2 ↔ СН 4 + СО 2 .
Похожая информация.
Термодинамика – наука о превращении одних форм энергии в другие на основе закона сохранения энергии. Термодинамика устанавливает направление самопроизвольного течения химических реакций при данных условиях. При химических реакциях рвутся связи в исходных веществах и возникают новые связи в конечных продуктах. Сумма энергий связей после реакции не равна сумме энергий связи до реакции, т.е. протекание химической реакции сопровождается выделением или поглощением энергии, причем формы ее различны.
Термохимия – раздел термодинамики, посвященный изучению тепловых эффектов реакций. Тепловой эффект реакции, измеренный при постоянных температуре и давлении, называют энтальпией реакции и выражают в джоулях (Дж) и килоджоулях (кДж).
Для экзотермических реакций , для эндотермических - . Энтальпию образования 1моль данного вещества из простых веществ, измереного при температуре 298 К (25 °С) и давлении 101,825 кПа (1 атм), называют стандартной (кДж/моль). Энтальпии простых веществ условно принимают равными нулю.
В основе термохимических расчетов лежит закон Гесса: тепловой эффект реакции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода. Часто в термохимических расчетах применяют следствие из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции:
В термохимических уравнениях указывают значение энтальпии химической реакции . При этом у формулы каждого вещества указывают его физическое состояние: газообразное (г), жидкое (ж), твердое кристаллическое (к).
В термохимических уравнениях тепловые эффекты реакций дают в расчете на 1 моль исходного или конечного вещества. Поэтому здесь допускаются дробные коэффициенты. При химических реакциях проявляется диалектический закон единства и борьбы противоположностей. С одной стороны система стремится к упорядочению (агрегации) – уменьшению Н, а с другой стороны – к беспорядку (дезагрегации). Первая тенденция растет с понижением температуры, а вторая – с её повышением. Тенденцию к беспорядку характеризует величина, названная энтропией S [Дж/(моль. К)]. Она является мерой неупорядоченности системы. Энтропия пропорциональна количеству вещества и возрастает с увеличением движения частиц при нагревании, испарении, плавлении, расширении газа, ослаблении или разрыве связей между атомами и т.п. Процессы, связанные с упорядоченностью системы: конденсация, кристаллизация, сжатие, упрочнение связей, полимеризация и т.п. – ведут к уменьшению энтропии. Энтропия – функция состояния, т.е.
Общая движущая сила процесса складывается из двух сил: стремление к упорядочению и стремления к беспорядку . При p = const и T = const общую движущую силу процесса можно представить следующим образом:
Энергия Гиббса , или изобарно-изотермический потенциал, также подчиняется следствию закона Гесса:
Самопроизвольно протекают процессы, идущие в сторону уменьшения любого потенциала и, в частности, в сторону уменьшения . При состоянии равновесия температура начала равновесной реакции равна:
Таблица 5
Стандартные энтальпии образования , энтропии и энергии Гиббса образования некоторых веществ при 298 К (25°С)
| Вещество | , кДж/моль | , Дж/моль | , кДж/моль |
| CaO (к) | -635,5 | 39,7 | -604,2 |
| CaCO 3 (к) | -1207,0 | 88,7 | -1127,7 |
| Ca(OH) 2 (к) | -986,6 | 76,1 | -896,8 |
| H 2 O (ж) | -285,8 | 70,1 | -237,3 |
| H 2 O (г) | -241,8 | 188,7 | -228,6 |
| Na 2 O (к) | -430,6 | 71,1 | -376,6 |
| NaOH (к) | -426,6 | 64,18 | -377,0 |
| H 2 S (г) | -21,0 | 205,7 | -33,8 |
| SO 2 (г) | -296,9 | 248,1 | -300,2 |
| SO 3 (г) | -395,8 | 256,7 | -371,2 |
| C 6 H 12 O 6 (к) | -1273,0 | - | -919,5 |
| C 2 H 5 OH (ж) | -277,6 | 160,7 | -174,8 |
| CO 2 (г) | -393,5 | 213,7 | -394,4 |
| CO(г) | -110,5 | 197,5 | -137,1 |
| C 2 H 4 (г) | 52,3 | 219,4 | 68,1 |
| CH 4 (г) | -74,9 | 186,2 | -50,8 |
| Fe 2 O 3 (к) | -822,2 | 87,4 | -740,3 |
| FeO (к) | -264,8 | 60,8 | -244,3 |
| Fe 3 O 4 (к) | -1117,1 | 146,2 | -1014,2 |
| CS 2 (г) | 115,3 | 65,1 | 237,8 |
| P 2 O 5 (к) | -1492 | 114,5 | -1348,8 |
| NH 4 Cl (к) | -315,39 | 94,56 | -343,64 |
| HCl (г) | -92,3 | 186,8 | -95,2 |
| NH 3 (г) | -46,2 | 192,6 | -16,7 |
| N 2 O (г) | 82,0 | 219,9 | 104,1 |
| NO (г) | 90,3 | 210,6 | 86,6 |
| NO 2 (г) | 33,5 | 240,2 | 51,5 |
| N 2 O 4 (г) | 9,6 | 303,8 | 98,4 |
| CuO (к) | -162,0 | 42,6 | -129,9 |
| H 2 (г) | 130,5 | ||
| C (графит) | 5,7 | ||
| O 2 (г) | 205,0 | ||
| N 2 (г) | 181,5 | ||
| Fe (к) | 27,15 | ||
| Cl 2 (г) | 222,9 | ||
| KNO 3 (к) | -429,71 | 132,93 | -393,13 |
| KNO 2 (к) | -370,28 | 117,15 | -281,58 |
| K 2 O (к) | -361,5 | 87,0 | -193,3 |
| ZnO (к) | -350,6 | 43,6 | -320,7 |
| Al 2 O 3 (к) | -1676,0 | 50,9 | -1582,0 |
| PCl 5 (г) | -369,45 | 362,9 | -324,55 |
| PCl 3 (г) | -277,0 | 311,7 | -286,27 |
| H 2 O 2 (ж) | -187,36 | 105,86 | -117,57 |
Скорость реакции определяется природой и концентрацией реагирующих веществ и зависит от температуры и катализатора.
Закон действия масс: При постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ в степени их стехиометрических коэффициентов.
Для реакции аА + вВ = сС + dD скорость прямой реакции:
,
скорость обратной реакции: 
, где - концентрации растворенных или газообразных соединений, моль/л;
a, b, c, d – стехиометрические коэффициенты в уравнении;
К – константа скорости.
В выражении для скорости реакции не включают концентрации твердых фаз.
Влияние температуры на скорость реакции описывается правилом Вант-Гоффа: при нагревании на каждые 10 градусов скорость реакции возрастает в 2-4 раза.
Скорость реакции при температурах t 1 и t 2 ;
Температурный коэффициент реакции.
Большинство химических реакций являются обратимыми:
аА + вВ сС + dD
отношение констант скоростей – величина постоянная, называемая константой равновесия
К р = const при T = const.
Принцип Ле – Шателье: Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать какое – либо воздействие (изменить температуру, давление или концентрацию), то система будет реагировать таким образом, чтобы уменьшить приложенное воздействие:
а) при повышении температуры в равновесных системах равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, а при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции;
б) при повышении давления равновесие смещается в сторону меньших объемов, а при понижении давления – в сторону больших объемов;
в) при повышении концентрации равновесие смещается в сторону ее уменьшения.
Пример 1. Определите стандартное изменение энтальпии реакции:
Экзо- или эндотермическая данная реакция?
Решение: Стандартное изменение энтальпии химической реакции равно сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энтальпий образования исходных веществ
При каждом суммировании следует учитывать в соответствии с уравнением реакции, число молей участвующих в реакции веществ. Стандартные энтальпии образования простых веществ равны нулю:
Согласно табличным данным:
Реакции, которые сопровождаются выделением теплоты, называются экзотермическими, а те, которые сопровождаются поглощением теплоты, - эндотермическими. При постоянных температуре и давлении изменение энтальпии химической реакции равно по величине, но обратно по знаку ее тепловому эффекту. Поскольку стандартное изменение энтальпии данной химической реакции , то делаем вывод, что данная реакция является экзотермической.
Пример 2. Реакция восстановления Fe 2 O 3 водородом протекает по уравнению:
Fe 2 O 3(K) + 3H 2(Г) = 2Fe (K) + 3H 2 O (Г)
Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?
Решение: Для ответа на этот вопрос задачи нужно вычислить стандартное изменение энергии Гиббса реакции . В стандартных условиях:
Суммирование производят с учетом числа моделей, участвующих в реакции веществ, образования наиболее устойчивой модификации простого вещества принимают равной нулю.
С учетом выше сказанного
Согласно табличным данным:
Самопроизвольно протекающие процессы идут в сторону уменьшения . Если < 0, процесс принципиально осуществим, если > 0, процесс самопроизвольно проходить не может.
Следовательно, данная реакция при стандартных условиях невозможна.
Пример 3. Написать выражения закона действия масс для реакций:
а) 2NO (Г) + Cl 2(Г) = 2NOCl (Г)
б) CaCO 3(K) = CaO (K) + CO 2(Г)
Решение: Согласно закону действия масс скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам:
а) V = k 2 .
б) Поскольку карбонат кальция - твердое вещество, концентрация которого не изменяется в ходе реакции, искомое выражение будет иметь вид:
V = k, т.е. в данном случае скорость реакции при определенной температуре постоянна.
Пример 4. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению:
PCl 5(Г) = PCl 3(Г) + Cl 2(Г) ; 
Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции – разложение PCl 5 ? Напишите математическое выражение скорости прямой и обратной реакций, а также константы равновесия.
Решение: Смещением или сдвигом химического равновесия называют изменения равновесных концентраций реагирующих веществ в результате изменения одного из условий реакции.
Смещение химического равновесия подчиняется принципу Ле-Шателье, согласно которому изменение одного из условий, при которых система находится в равновесии, вызывает смещение равновесия в направлении той реакции, которая противодействует производному изменению.
а) Так как реакция разложения PCl 5 эндотермическая , то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру.
б) Так как в данной системе разложение PCl 5 ведет к увеличению объема (из одной молекулы газа образуется две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление.
в) Смещение равновесия в указанном направлении можно достигнуть как увеличением концентрации PCl 5 , так и уменьшением концентрации PCl 3 или Cl 2 .
Согласно закону действия масс, скорости прямой (V 1) и обратной (V 2) реакций выражаются уравнениями:
V 2 = k
Константа равновесия данной реакции выражается уравнением:
Контрольные задания:
81 - 100. а) рассчитайте стандартное изменение энтальпии прямой реакции и определите экзо- или эндотермическая это реакция;
б) определите изменение энергии Гиббса прямой реакции и сделайте вывод о возможности её осуществления при стандартных условиях;
в) напишите математическое выражение скорости прямой и обратной реакции, а также константы равновесия;
г) как следует изменить условия, чтобы равновесие процесса сместить вправо?
81. CH 4(г) + CO 2(г) = 2СO (г) + 2H 2(г)
82. FeO (K) + CO (г) =Fe (K) + CO 2(г)
83. C 2 H 4(г) + O 2(г) = CO 2(г) + H 2 O (г)
84. N 2(г) + 3H 2(г) =2NH 3(г)
85. H 2 O (г) +CO (г) = CO 2(г) +H 2(г)
86. 4HCl (г) + O 2(г) = 2H 2 O (г) + 2Cl 2(г)
87. Fe 2 O 3(К) +3H 2(г) = 2Fe (K) + 3H 2 O (г)
88. 2SO 2(г) + O 2(г) = 2SO 3(г)
89. PCl 5(г) = PCl 3(г) + Cl 2(г)
90. CO 2(г) + C (графит) = 2СO (г)
91. 2H 2 S (г) + 3O 2(г) = 2SO 2(г) + H 2 O (г)
92. Fe 2 O 3(K) +CO (г) =2FeO (K) + CO 2(г)
93. 4NH 3(г) + 5O 2(г) = 4NO (г) + 6H 2 O (г)
94. NH 4 Cl (K) = NH 3(г) + HCl (г)
95. CH 4(г) + 2O 2(г) = CO 2(г) + 2H 2 O (г)
96. CS 2(г) + 3O 2(г) = CO 2(г) + 2SO 2(г)
97. 4HCl (г) + O 2(г) = 2Cl 2(г) + 2H 2 O (г)
98. 2NO (г) + O 2(г) = N 2 O 4(г)
99. NH 3(г) + HCl (г) = NH 4 Cl (K)
100. CS 2(г) + 3O 2(г) = 2Cl 2(г) + 2SO 2(г)
Тема 6: Растворы. Способы выражения концентрации растворов
Растворы – это гомогенные системы, состоящие из растворителя, растворенных веществ и возможных продуктов их взаимодействия. Концентрацией раствора называется содержание растворенного вещества в определенной массе или известном объеме раствора или растворителя.
Способы выражения концентрации растворов:
Массовая доля () показывает количество граммов растворенного вещества в 100 г раствора:
где т – масса растворенного вещества (г), т 1 – масса раствора (г).
Молярная концентрация показывает число молей растворенного вещества, содержащихся в 1л раствора:
где М- молярная масса вещества (г/моль), V- объем раствора (л).
Моляльная концентрация показывает число молей растворенного вещества, содержащихся в 1000г растворителя:п 101-120. Найти массовую долю, молярную концентрацию, моляльную концентрацию для следующих растворов:
| Вариант | Вещество (х) | Масса вещества (х) | Объем воды | Плотность раствора |
| CuSO 4 | 320 г | 10 л | 1,019 | |
| NaCl | 0,6 г | 50 мл | 1,071 | |
| H 2 SO 4 | 2 г | 100 мл | 1,012 | |
| Na 2 SO 4 | 13 г | 100 мл | 1,111 | |
| HNO 3 | 12,6 г | 100 мл | 1,066 | |
| HCl | 3,6 кг | 10 кг | 1,098 | |
| NaOH | 8 г | 200 г | 1,043 | |
| MgCl 2 | 190 г | 810 г | 1,037 | |
| KOH | 224 г | 776 г | 1,206 | |
| CuCl 2 | 13,5 г | 800 мл | 1,012 | |
| HCl | 10,8 г | 200 г | 1,149 | |
| CuSO 4 | 8 г | 200 мл | 1,040 | |
| NaCl | 6,1 г | 600 мл | 1,005 | |
| Na 2 SO 3 | 4,2 г | 500 мл | 1,082 | |
| H 2 SO 4 | 98 г | 1000 мл | 1,066 | |
| ZnCl 2 | 13,6 г | 100 мл | 1,052 | |
| H 3 PO 4 | 9,8 г | 1000 мл | 1,012 | |
| Ba(OH) 2 | 100 г | 900 г | 1,085 | |
| H 3 PO 4 | 29,4 г | 600 мл | 1,023 | |
| NaOH | 28 г | 72 г | 1,309 |
