- •1. Класифікація неорганічних сполук
- •1.1. Оксиди
- •Гідроксиди
- •2. Приклади розв’язання типових задач з теми 1
- •3. Основні поняття та закони хімії. Атомно-молекулярне вчення Програмні питання
- •3.1. Основні поняття та закони хімії
- •3.2. Запитання для самостійної підготовки
- •Приклади розв’язання типових задач з теми 3
- •Будова атома. Періодичний закон і періодична система д. І. Менделєєва
- •5.1. Будова атома
- •Основні характеристики елементарних частинок
- •5.2. Періодичний закон і періодична система д. І. Менделєєва
- •5.3. Запитання для самостійної підготовки
- •Приклади розв’язання типових завдань з теми 5
- •Набір квантових чисел для електронів, які характеризуються станом 4d7
- •Набір квантових чисел для атома з електронною конфігурацією 1s22s22p63s23р2
- •2P; 3s; 3d; 4p; 5s; 4d; 6s; 4f (табл. 6.3).
- •Розрахунок енергій ао за правилами Клечковського
- •7. Хімічний зв’язок. Будова молекул. Кристалічний стан речовини
- •7.1. Ковалентний хімічний зв’язок
- •Будова молекул
- •7.3. Іонний та металічний хімічні зв’язки. Міжмолекулярна взаємодія
- •Кристалічний стан речовини
- •Запитання для самостійної підготовки
- •Приклади розв’язання типових завдань з теми 7
- •Валентність Брому і за електронною конфігурацією
- •Елементи хімічної термодинаміки Програмні питання
- •9.1. Короткі теоретичні відомості
- •9.2. Запитання для самостійної підготовки
- •10. Приклади розв’язання типових задач
- •32 Г сірки (1 моль) виділяється 296,9 кДж;
- •Вплив температури на можливість перебігу хімічних процесів
- •11. Хімічна кінетика і хімічна рівновага Програмні питання
- •11.1. Кінетика хімічних процесів
- •11.2. Рівноважні процеси
- •Константа рівноваги
- •11.3. Запитання для самостійної підготовки
- •12. Приклади розв’язання типових задач з теми 11
- •За формулою (9.4) розраховуємо зміну вільної енергії Гіббса у хімічній реакції
- •13. Розчини. Загальні властивості розчинів неелектролітів Програмні питання
- •Властивості розчинів неелектролітів
- •13.3. Запитання для самостійної підготовки
- •Приклади розв’язання типових задач з теми 13
- •Тиск насиченої пари над розчином розраховуємо за формулою:
- •15. Розчини електролітів
- •15.1. Електролітична дисоціація у розчинах електролітів
- •15.2. Особливості розчинів електролітів
- •15.3. Напрям перебігу процесів у розчинах електролітів. Іонно-молекулярні рівняння
- •Тобто реакція зліва направо не перебігає. Слід пам’ятати, що серед основ сильними електролітами є тільки основи лужних та лужно-земельних металів:
- •15.4. Електролітична дисоціація води. Водневий показник рН
- •15.5. Добуток розчинності
- •15.6. Гідроліз солей
- •У молекулярному вигляді:
- •15.7. Запитання для самостійної підготовки
- •16. Приклади розв’язання типових задач
- •Використовуючи формулу (13.7), знаходимо ізотонічний коефіцієнт
- •Стандартні ентальпії утворення , ентропії та енергії Гіббса утворення деяких речовин при 298 к
- •Інтегральні теплоти розчинення деяких речовин у воді
- •Список рекомендованої та додаткової літератури
Вплив температури на можливість перебігу хімічних процесів
|
H0х.р |
S0х.р |
G0х.р |
Можливість перебігу процесу |
1
|
|
+ |
|
Реакція необоротна, тобто перебігає до кінця у прямому напрямі за будь-яких температур |
2 |
+ |
|
+ |
Пряма реакція термодинамічно немож-лива, оскільки процес перебігає до кінця у зворотному напрямі |
3 |
|
|
+ або |
Реакція оборотна. Низькотемпературний режим сприяє перебігу реакції у прямому напрямі, а високотемпературний у зворотному |
4 |
+ |
+ |
+ або |
Реакція оборотна. Низькотемпературний режим сприяє перебігу реакції у зворотному напрямі, а високотемпературний у прямому |
Задача 8. Визначіть, при якій температурі реакція, представлена рівнянням
C графіт + H2O(г) = CO(г) + H2(г)
стає термодинамічно можливою. Зміни значень H0х.р та S0х.р зі зміною температури вважати незначними, тобто H0Т х.р H0298, х.р, S0Т х.р S0298, х.р.
Розв’язання. Для цього виписуємо необхідні термодинамічні дані з
довідника фізико-хімічних величин (додаток 2):
H0298 (CO(г)) = 110,5 кДж/моль; H0298 (H2O(г)) = 241,8 кДж/моль;
S0298 (C графіт) = 5,7 Дж/(мольК); S0298 (H2O(г)) = 188,7 Дж/(мольК);
S0298 (CO(г)) = 197,5 Дж/(мольК); S0298 (H2(г)) = 130,5 Дж/(мольК).
Розраховуємо зміну ентропії у процесі за стандартних умов (формула 9.2):
S0х.р = S0298 (CO(г)) + S0298 (H2(г)) S0298 (H2O(г)) S0298 (C графіт);
S0х.р = 130,5 + 197,5 188,7 5,7 = 133,6 Дж/К = 0,134 (кДж/К).
Розраховуємо зміну ентальпії у процесі за стандартних умов (формула 9.1):
H0х.р = H0298 (CO(г)) + H0298(H2(г)) H0298 (H2O(г)) H0298 (C графіт);
H0х.р = 110,5 + 0 (241,8) 0 = 131,3 (кДж).
Зміну енергії Гіббса у даній реакції за стандартних умов розраховуємо за формулою (9.3): G0х.р = H0х.р. ТS0х.р;
G0х.р = 131,3 298 0,134 = 91,37 (кДж).
За стандартних умов цей процес є термодинамічно неможливим (оскільки G0х.р > 0), але він є оборотним (табл. 10.1): високі температури сприяють перебігу реакції у прямому напрямі.
Визначаємо температуру, за якою реакція стає термодинамічно можливою:
G0Т х.р H0Т х.р ТS0Т х.р;
G0Т х.р 0, тому H0Т х.р ТS0Т х.р 0;
Т H0Т х.р/S0Т х.р;
Т 980 К.
Отже, при температурі більше 980 К реакція буде проходити у прямому напрямі.
Задача 9. Поясніть, за рахунок якого фактора ентальпійного чи ентропійного можливе проходження за стандартних умов екзотермічної реакції, представленої термохімічним рівнянням:
2Be(к) + O2(г) = 2BeO(к), H0х.р = 1197,4 кДж.
Розв’язання. Проаналізуємо рівняння G0х.р = H0х.р ТS0х.р.
Дана хімічна реакція є екзотермічною, оскільки за умовою H0х.р 0. Визначимо знак зміни стандартної ентропії в реакції, якщо вважаємо, що зміна
ентропії головним чином залежить від зміни кількості молів тільки газоподібних речовин.
Серед вихідних речовин 1 моль газу, а серед продуктів реакції жодного. Тому за формулою
nх.р = ( nі) прод ( nі) вих.
зміна кількості молів газів у процесі дорівнює: nх.р = 0 1 = 1(моль).
Оскільки nх.р 0, невпорядкованість системи дещо зменшується, а тому ентропія також зменшується (отже, S0х.р 0). Надалі потрібно пам’ятати, що абсолютна температура Т величина завжди додатна.
За умовою задачі ця реакція довільно відбувається за стандартних умов, тому зміна вільної енергії Гіббса G0х.р 0. Це можливо тільки у разі, коли H0х.рТS0х.р, тобто ентальпійний фактор за абсолютною величиною перевищує ентропійний. Отже, за стандартних умов рушійною силою даної реакції є ентальпійний фактор.