Основные законы химии

Размещено на http://www.allbest.ru/

Основные законы химии



1. Закон Авогадро

Формулировка: в равных объемах газов и паров при одинаковых условиях содержится одинаковое количество молекул.

I следствие: 1 моль при н.у. 22,4 л

II следствие: 1 моль при н.у. 6,02* молекул

Н.у. р=1,01* Па

Т=273К, t= С

III следствие: отношение масс равных объемов различных газов равно отношению их молярных масс и называется относительной плотностью первого газа ко второму.

Задача. Рассчитать какой объем займут 5г кислорода при нормальных условиях. термохимия эндотермический термодинамика энтальпия

Решение:

1 моль - 22,4 л,Ю 5г - х, х = 3.5л

2. Закон эквивалента

Формулировка: все вещества вступают в химическое взаимодействие в количествах равных или пропорциональных их химическим эквивалентам.

=D

Эквивалентам любого элемента называется такое его весовое количество, которое без остатка взаимодействует с 1 граммом водорода или же вытесняет такое же количество водорода из кислоты.



Э=

где А - атомная масса, В- валентность

Задача. Рассчитать какой объем займут при нормальных условиях 1 г водорода и 1 г кислорода.

Решение:

1 моль - 22.4 л/моль 1 моль - 22.4 л/моль

1 экв - х 1 экв - х

х= 11.2 л х= 5,6 л

Задача. При взаимодействии 4 г металла с кислотой выделилось 800 мл водорода. Рассчитать эквивалент металла.

Решение:

Эме=56

Расчет эквивалентов сложных веществ:

1) Кислот

Э (кислоты) =

Основность - число атомов водорода.

2) Оснований

Э (основания)=

Кислотность- число гидроксидных групп.

3) Солей и оксидов



Э(солей и оксидов) =

Задача. Рассчитать эквивалент магния в соединениях КMn, MnS

Решение:

1) Э= = =7,43

2) Э= ==26

Задача. При сгорании 4 г металла образуется 10 г оксида. Рассчитать эквивалент металла.

х=5,3

Для того, чтобы объем газа, измеренного в реальных условиях, привести к нормальным, надо воспользоваться объединенным законом Бойля-Мариотта и Гей-Люссака.

=

3. Закон Дальтона

Формулировка: общее давление смеси и газов равно сумме парциальных давлений газов, составляющих эту смесь.

Парциальное давление газа - это такое давление, которое бы оказывал газ, если бы он в системы был один и занимал весь тот объем, который занимает система.

Задача. Рассчитать сколько моль содержит 4 г С

Решение:

44 г - 6,02*

4 г - х

4= 66,22*

Задача. На сжигание 2 г металла потребляется 400 мл кислорода. Найти эквивалент металла.

Решение:

х=28

Задача. Относительная плотность по водороду равна 14. Рассчитать молярную массу.

Решение:

, М=28 г/моль

Химическая термодинамика

Химическая термодинамика- это раздел курса физической химии, в котором изучаются процессы теплообмена между системой и окружающей средой, а также свойства системы, находящейся в равновесии.

Основные понятии.

Система- это материальная часть Вселенной, которая подвергается теоретическому и экспериментальному изучению.

Границы раздела между системой и окружающей средой может носить как реальный, так и фиктивный (мнимый) характер.

Если система обменивается с окружающей средой веществом и энергией, то такая система называется открытой.

Если система не обменивается с окружающей средой веществом и энергией, то такая система называется изолированной.

Если обменивается энергией и не обменивается веществом, то называется закрытой.

Размещено на http://www.allbest.ru/

Экзотермическая реакция- реакция, проходящая с поглощением теплоты.

Эндотермическая реакция- реакция, проходящая с выделением теплоты.

Функция состояния F (p,V,T…) называется функция состояния, если ее значение не зависит от пути перехода системы из одного состояния в другого, а зависит только от значения параметров в начальном и конечном состоянии.

Пример:

1. Потенциальная энергия (т.к. ее значение зависит только от разности высот и не зависит от пути перехода)

2. pV

3. Внутренняя энергия системы.

Система находится в состоянии термодинамического равновесия, если одновременно осуществляется механизм равновесия (давление во всех точка системы одинаково), термодинамическое и химическое равновесие (это состав исходных веществ и продуктов реакции во всех точках одинаково).

Обратимым называется такой процесс, при котором система переходит из одного состояния в другое через непрерывный ряд равновесных процессов. При этом параметры системы и окружающей среды отличаются друг от друга на бесконечно малую величину. В противном случае процесс называется необратимым.

Гомогенной называется система, в которой компоненты находятся в одной фазе. Гетерогенной называется система, в которой компоненты находятся в разной фазе. Рассмотрим является ли теплота и работа функциями состояния. И работа, и теплота- это форма передачи энергии. Работа в виде упорядоченного движения частиц, теплота - в хаотическом.

Рассмотрим процесс расширения идеального газа при t=const

А= -p

1. Процесс обратимый

d- бесконечно малая из функции состояния

А= -

p внутр= p вн

2. Процесс необратимый

pV = nRT

p=

Таким образом, величина механической работы не является функцией состояния. Зависит от пути перехода процесса из одного состояния в другое и поэтому ее малое изменение теплоты будет обозначать .

I закон термодинамики.

U =Q+A

Формулировка: внутренняя энергия системы является функцией состояния, это значит что не важно по какому пути идет процесс.

Рассмотрим частные случаи.

1. При р=const

А= -p

-=Q + (-p+p)

Q= () - (+ p)

- энтальпия

=

Физический смысл энтальпий - это тепловой эффект реакции при р=const.

2. При V=const

А= -p

Физический смысл - тепловой эффект реакции при V=const

Термохимия. Закон Гесса.

Тепловой эффект реакции обусловлен тем, что энергия продуктов отличается от энергии реагентов.

- выделение тепла (реакция экзотермическая)

- поглощение тепла (реакция эндотермическая)

Если реакция проходит через ряд промежуточных состояний, то тепловой эффект реакции не зависит от пути перехода системы из одного состояния в другое, а зависит только от значения параметров системы в конечном и начальном состояниях.

I следствие закона Гесса: тепловой эффект реакции равен разности сумм теплот образования продуктов и реагентов с учетом стехиометрических коэффициентов, стоящих в уравнении реакции.

= -

nj, ni- стехиометрические коэффициенты - теплота образования

Тепловое эффект реакции - образование 1 моль сложного вещества из простых.

o - стандартное состояние

Все теплоты образования измеряются для стандартного состояния (298К, Па, для жидкостей с концентрацией 1 моль в 1 литре, для твердых веществ выбирается наиболее устойчивая кристаллографическая модификация)

В термохимии теплоты образования простых веществ условно принимаем равных нулю.

I следствие закона Гесса: тепловой эффект реакции равен разности сумм теплот сгорания реагентов и продуктов с учетом стехиометрических коэффициентов, стоящих в уравнении реакции.

Теплота сгорания - тепловой эффект реакции полного сгорания одного моля вещества в токе калориметра при атмосферном давлении.

Задача. Определить теплоту сгорания



+ = +

= + - -

(кДж/моль) : -873,79 -1966,91 2254,21 0

= (-873,79-1566,97)-(-2254,81)=13,51- экзотермическая реакция, т.е. на 1 моль уксусной кислоты выделяется 13,51 тепла.

Зависимость теплового эффекта реакции от температуры. Уравнение Кирхгофа.

= =

P=const V=const

, - теплоемкости

то тепло, которое нужно сообщить 1 моль вещества, чтобы нагреть на .

Для того чтобы рассчитать тепловой эффект реакции при температуре, нужно рассчитать тепловой эффект при 298К изменения теплоемкости денной реакции (разность сумм тепловых эффектов продуктов и реагентов с учетом стехиометрических коэффициентов)

= + (T-298K)

= -

Несмотря на то, что теплоемкость зависит от температуры, для расчетов будем считать, что теплоемкость не зависит от температуры и температуру будем брать 298 К.

II закон термодинамики. Существует функция состояния S называется энтропией. dS-полный дифференциал, который в обратимых процессах равен 

dS = , в необратимых - dS . =[]

Для изолированных систем теплообмена с окружающей средой не происходит, поэтому для обратимых процессов , для необратимых .

Для изолированных систем самопроизвольно протекающих процессов (необратимые процессы) идут с возрастанием энтропии.

Если система находится в термодинамическом состоянии 1, которое соответствует числу микросостояний, то система переходит в термодинамическое состояние 2, если ему соответствует большее число микросостояний

Физический смысл энтропии - мера молекулярного беспорядка.

для воды

Чем больше хаотичность, те больше S.

Для расчета изменения энтропии в ходе реакции надо знать всех участвующих в реакции.

= -

Чтобы рассчитать в ходе реакции надо от суммы энтропий продуктов вычесть сумму энтропий реагентов с учетом стехиометрических коэффициентов.

Стандартные значения энтропий всех веществ при 298 К приводятся в справочнике термодинамических величин.

III закон термодинамики.

Энтропия идеального кристалла при температуре абсолютного 0 по Кельвину равна S=0.

Идеальный кристалл - кристалл, в котором атомы занимают все узлы кристаллической решетки в строгом соответствии с геометрическими законами. При 0 К в таком кристалле полностью отсутствует колебательное, вращательное, поступательное движение частиц, т.е., одно единственное микросостояние описывается одним единственным макросостоянием.

Расчет изменения энтропии при нагревании.

Процессы фазовых переходов являются изобарно-изотермическими и обратимыми, поэмому изменение энтропии для обратимого процесса равно отношению теплоты образования продукта к температуре.

= =

dS==

= - = + + + +

= In

Энергия Гиббса.

Изменение энергии Гиббса как критерий самопроизвольного течения процесса в закрытых системах.

Обратимый процесс Необратимый процесс

=

P, T=const

?S_ =?H/T

DH-TDS=0

DG=DH-TDS=0



DG- изотермический потенциал

V,p =const

?S=?U/T

?H-T?S=0 P,T=const

?S_ >?H/T

DH-TDS < 0

DG=DH-TDS < 0

(энергия Гиббса)

V,p =const

?S>?U/T

?H-T?S<0

- изохорно-изотермический потенциал

Состояние равновесия

(p,T= const)

(V,T=const)

Физический смысл изменения энергии Гиббса: максимально полезная работа, которая совершает система.

Задача. Рассчитать энергию Гиббса

Решение:



- 2-

- 2-

- 2-

- In

Если есть фазовый переход

+ In +

Физический смысл: если энтальпия характеризует стремление системы к упорядоченности (т.е. к понижению запаса энергии), то энтропия характеризует стремление системы к хаотичности, а энергий Гиббса является результатирующей величиной этих противоположно направленных процессов.

Химическое равновесие.

Термодинамика дает возможность определить не только направление процесса (по знаку энергии Гиббса), но и количественного расчета системы в состоянии равновесия.

Рассмотрим гомогенную газообразную реакцию

aA + bB dD + eE

константа равновесия



Константа равновесия равна отношению парциальных давлений продуктов к парциальным давлениям исходных веществ в степенях равных их стехиометрическим коэффициентам.

Пример

Условия смещения химического равновесия (принцип Ле Шателье)

Формулировка: если на систему, находящуюся в равновесии, извне действует сила, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет приложенное воздействие.

I. Влияние температуры на смещение равновесия (изобара Вант-Гоффа)

=

Повышение температуры способствует протеканию той реакции, которая уменьшает положенное тепло, смещает равновесие в сторону изотермической реакции.

Чем больше , тем больше температура влияет на смещение равновесия.

II. Влияние давления на смещение равновесия.

равновесие

Р

Давление газообразных систем обусловлено числом ударений молекул о стенки сосуда.

При увеличении давления равновесие смещается в сторону тех веществ, которые занимают меньший объем (в сторону уменьшения числа молекул).

III. Влияние состава.

Увеличение концентрации одного из реагентов способствует смещению равновесия в сторону образования продуктов реакции.

Основным уравнением для расчета химического равновесия по таблице термодинамических величин является

=

Задача. Рассчитать равновесный состав смеси, полученной по реакции

(все вещества газы) при Т = 600К.

(кДж) (Дж/моль)

-180,8 198,57

-242,8 188,16

-394,9 214,5

0 131,04

=

+ - -

+ - -

= 7,22 Дж/моль К

- In

+ - -

При подстановке получим:

= -16,8

= = 29,4

29,4= х=0,84

Ответ: - 84%

- 84%

- 16%

-16%

Чем больше отрицательная энергия Гиббса, тем больше значение константы равновесия, следовательно, в равновесной системе будут преобладать продукты реакции.

Если константа равновесия меньше 1, то энергия Гиббса больше 0.

Химическая кинетика.

Химическая кинетика - это раздел физической химии, которая изучает протекание процессов во времени.

Средняя скорость - изменение концентрации реагентов или продуктов за определенный промежуток времени.

=

Истинная (мгновенная) скорость

=

Cкорость реакции всегда величина положительная, а знак зависит от того, какую концентрацию берет, исходных веществ или продуктов ( «-» -исходные вещества, «+»- продукты ). Тангенс угла наклона касательной к кривой позволяет рассчитать истинную скорость в каждый момент времени.

Для гетерогенных реакций:

U =

S-поверхность раздела масс.

Закон действующих масс.

Закон действующих масс - это основной закон формальной кинетики.

Рассмотрим гомогенную реакцию, где все вещества в газообразных состояниях. Формулировка закона: скорость реакции прямо пропорциональна концентрации реагирующих веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам.



aA + bB dD + eE

Физический смысл константы скорости - скорость реакции, если концентрация равна 1.

Задача. Как изменится скорость прямой реакции, если давление увеличить в 3 раза.

Если давление увеличивается в 3 раза, то и концентрация увеличивается в 3 раза (уравнение Менделеева-Клайперона)

= 27

Ответ: увеличится в 27 раз

Для гетерогенных реакций скорость зависит только от концентрации газообразных веществ, т.к. у твердых веществ она есть величина постоянная.

Порядок реакции обозначается n, определяется суммой показателей степеней в законе действующих масс. Для элементарных реакций, которые протекают в одну стадию, порядок и молекулярность совпадают, для сложных - не совпадает.

Изучение порядка реакции является методом изучения ее механизма.

1) Кинетическое уравнение I порядка (все реакции распада)



U = K= -

Пусть в начальный момент времени концентрация - а молей/литр. Если в момент времени

Х молей вещества а, то

=а-х

k (а-х) =-

kd= = In = k

Таким образом, для реакции I порядка графиком в координатах InC() является прямая с отрицательным наклоном, и tg позволяет рассчитать константу скорости

2) Кинетическое уравнение реакции II порядка

U = K= - = -

Считаем, что первоначальная концентрация веществ равна.

Если в момент времени прореагировало а молей/литр, то

==а-х

k (а-х=-

= =-= -

3) Кинетическое уравнение реакции III порядка Если нив одном из случаев InC , , прямая не получилась, то механизм реакции является сложным, т.е. реакции протекает в несколько стадий. Общая скорость всей реакции равна сумме скоростей всех стадий.

Второй характеристикой реакции I порядка является период полураспада

In = k С=

Влияние температуры на скорость реакции. Уравнение Вант-Гоффа.

При повышении температуры на каждые 1С скорость реакции возрастает на 2-4 раза.

= -

правило Вант - Гоффа

Теория Аррениуса.

Основные положения:

1) Чтобы произошло химическое взаимодействие веществ, должно произойти их столкновение

2) Энергия частиц должна быть больше или равна энергии активации реакции

3) Столкновения частиц должно происходить на функциональную группу

Энергия активации - эта та минимальная энергия, которую нужно сообщить молекуле, чтобы произошло химическое взаимодействие.

С ростом температуры энергия активации растет.



K=А

где K- константа скорости, А- предэкспотенциальный множитель, R-универсальная газовая постоянная, Т-температура в Кельвинах.

Энергию активации можно рассчитать двумя способами.

1) Аналитический

=А (1)

=А (2)

Разделим (1) уравнение на (2)

In = - ()

= 1

Если известны значения двух констант скоростей при двух температурах, то можно рассчитать величину энергии активации реакции.

2) Графический

K=А

In K = In A -

Недостатки теории Аррениуса:

1) Реальная скорость часто оказывается ниже, чем рассчитанная по теореме Аррениуса

2) теория не объясняет явление катализа.

Задача.

Некоторая реакция протекает за 16 мин при температуре 2 За сколько эта реакция будет протекать при температуре 5, если =3.

In =

In = 27

= =0,6 мин

Ответ: 0,6 мин

Задача. Рассчитать энергию активации, если при температуре 2 константа скорости 0,03 м, а при температуре 4 -0,05 м.

In = - ()

In = - () =19,5

Ответ: 19,5

Размещено на Allbest.ru

...