Учебные занятия студентов-заочников по курсу химии состоят из изучения материала по учебникам или учебным пособиям, выполнения контрольных заданий, лекций, выполнения лабораторных работ, сдачи зачета по лабораторному практикуму и экзамена по всему курсу.

В процессе изучения курса общей химии студент должен выполнить контрольные задания. К выполнению контрольного задания следует приступать только после изучения соответствующего материала по учебнику.

1. ОФОРМЛЕНИЕ

Контрольные работы должны быть аккуратно оформлены в тетради. Для замечаний надо оставить поля. Условия задач следует писать в том порядке, в каком они указаны в задании.

Ответы на контрольные вопросы заданий должны быть краткими и ясными, но не односложными (ответ должен быть мотивирован). При решении задач нужно приводить весь ход решения.

2. ЛИТЕРАТУРА:

1. Глинка Н.Л.Общая химия.- Л.: Химия, 2006 .

2. Коровин Н.В., Масленникова Г.Н., Мингулина Э.И., Филиппов Э.Л. Курс общей химии.- М.: Высшая школа, 1990 .

3. Коровин Н.В. Общая химия.- М.: Высшая школа, 2002.

4.Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии.- Л.:Химия,2008.

5.Коровин Н.В, Мингулина Э.И., Рыжова Н.Г. Лабораторные работы по химии.- М.:Высшая школа, 2008.

6. Коровин Н.В. Общая химия.- М.: Высшая школа, 2008.

2. ТАБЛИЦА ВАРИАНТОВ КОНТРОЛЬНЫХ РАБОТ

№ вар.	№ контрольных заданий
1	2, 11,16, 22, 31, 40, 43
2	4, 9, 17, 27, 34, 46, 48
3	3, 10, 19, 28, 32, 36, 41
4	1, 12, 15, 28, 35, 44, 47
5	7, 9, 18, 25, 29, 36, 38
6	2, 8, 15, 26, 33, 42, 47
7	5, 11, 17, 25, 35, 46, 49
8	5, 13, 21, 24, 34, 39, 45
9	6, 14, 19, 22, 31, 39, 43
10	1, 14, 16, 23, 29, 42, 49
11	4, 10, 18, 24, 30, 37, 38
12	3, 8, 20, 27, 33, 37, 41
13	7, 13, 21, 26, 32, 40, 45
14	6, 12, 20, 23, 30, 44, 48

Общие закономерности химических процессов Энергетика (термодинамика) химических процессов.

Термодинамика изучает законы перехода различных видов энергии. При химических реакциях эти изменения сопровождаются поглощением или выделением энергии в виде теплоты. Реакции, которые сопровождаются поглощением теплоты, называются эндотермическими, а реакции, сопровождающиеся выделением теплоты - экзотермическими.

Каждая система при постоянных физических условиях обладает определенным запасом энергии, называемым внутренней энергией системы /U/. Она состоит из энергии движения и местоположения, молекул, атомов, ядер и электронов, а также энергии, обусловленной силами притяжения и отталкивания между ними. Однако внутренняя энергия не включает кинетическую энергию движения системы в целом и потенциальную энергию положения системы в пространстве.

При любом процессе соблюдается закон сохранения энергии. Теплота (q) подведённая к системе, расходуется на изменение внутренней энергии (Δ U) и на совершение работы (А).

q = Δ U + A

При постоянном давлении (это большинство химических процессов) работа – это работа по изменению объёма, т.е. А = p · Δ V, где р - давление в системе, а Δ V- изменение объёма системы (Vкон. - Vнач.)

В этом случае q _p = Δ U + p · Δ V

или q _p = (Uкон. – Uнач.) + p (Vкон. – Vнач.)

q _p = (Uкон. + pVкон.) – (Uнач. + р Vнач.)

Сумму U + pV обозначают через H и называют энтальпией. Отсюда теплота реакции (тепловой эффект) при постоянном давлении равна изменению энтальпии системы:

q _p = Hкон. – Hнач. = Δ Н

Энтальпия – термодинамическая функция состояния системы, поэтому абсолютное значение энтальпии системы определить невозможно и рассчитывают только изменение энтальпии (Δ Н). В термохимических расчётах энтальпия всегда выражается через Δ Н. Для сравнения энтальпии (тепловых эффектов) различных процессов значения этих величин приводят к одинаковым условиям, и в таблицах представлены стандартные значения энтальпии ( ). В качестве стандартных условий выбраны:

температура 298 К (25 ⁰С)

давление 101,3 кПа (1 атм).

ЭНТАЛЬПИЯ ОБРАЗОВАНИЯ ПРОСТЫХ ВЕЩЕСТВ принимается равной нулю, если их агрегатные состояния и модификации при стандартных условиях устойчивы.

Например: графита_/тв/ = 0,0 кДж/моль

алмаза_/тв/ = 1,9 кДж/моль

ЭНТАЛЬПИЯ ОБРАЗОВАНИЯ СЛОЖНОГО ВЕЩЕСТВА равна энтальпии реакции образования одного моль этого вещества из простых веществ.

Пример 1. Энтальпия образования воды:

2H_2(г) + O_2(г) =2H₂O_(г) = - 484кДж.

Отсюда следует, что энтальпия образования воды в газовой фазе равна - 484кДж : 2моль = -242 кДж/моль

ЭНТАЛЬПИЯ РЕАКЦИИИ рассчитывается из следствия закона Гесса: «Энтальпия химической реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов».

ΔНр = ∑(n∙ΔH)прод. - ∑(n∙ΔH) исх.,

где n – число молей.

Пример 2. Рассчитать тепловой эффект реакции. Указать эндо- или экзотермическая реакция при стандартных условиях.

4NH_3(г) + 5O_2(г) = 4NO_(г) + 6H₂O_(г)

Число молей,n 4 5 4 6

Энтальпия, -46,0 0 +91,0 -242,0

∆Н⁰реакции = [4(+91)+6(-242)]-[4(-46)+5·0]= -904кДж.

Так как ∆ Н< О, данный процесс сопровождается выделением тепла, т.е. является экзотермическим.

Термодинамика устанавливает также направление самопроизвольного протекания процессов в данных условиях. При выяснении природы самопроизвольного протекания реакции было установлено, что самопроизвольные реакции сопровождаются экзотермическим эффектом (∆Н<Ο). Однако связь между снижением энтальпии системы и самопроизвольностью протекания процесса является недостаточным фактором.

Другим фактором определения самопроизвольности протекания процессов является термодинамическая функция называемая энтропией (S). Энтропия является мерой упорядоченности состояния системы. В ходе химической реакции энтропия системы изменяется. Это изменение называется энтропией реакции.

ЭНТРОПИЯ РЕАКЦИИ также рассчитывается по следствию закона Гесса.

∆S_p = ∑ (n · S) прод.— ∑ (n ∙ S) исх.

Пример 3. Рассчитать изменения энтропии системы при реакции в стандартных условиях.

N_2(г) + О_2(г) = 2NO_(г)

Число молей, n 1 1 2

Энтропия 192 205 211

= 2 · 211—(1 · 192 + 1·205) =14 Дж/моль^. К

Все процессы, которые протекают с уменьшением порядка системы, сопровождаются увеличением энтропии и наоборот. Самопроизвольно протекают процессы, идущие с увеличением энтропии. Для процессов протекающих в изобарно - изотермических условиях (p = const, T = const) движущей силой самопроизвольного процесса является стремление системы перейти в состояние с наименьшей энтальпией (энтальпийный фактор), либо с увеличением энтропии (энтропийный фактор). Устойчивому состоянию системы соответствует равенство этих факторов.

∆Н = Т ∙ ∆S

Термодинамическая функция, показывающая насколько система в данном состоянии отклонилась от равновесного, называется энергией Гиббса (G).

∆G = ∆Н − Т ∙ ∆S

Если: ∆G < 0, процесс может протекать самопроизвольно в прямом направлении;

∆G = 0, процесс в состоянии равновесия;

∆G > 0, процесс самопроизвольно в прямом направлении

проходить не может.

Из соотношения ∆G = ∆Н − Т ∙ ∆S видно, что самопроизвольно могут протекать процессы:

1. экзотермические: (∆Н < 0). Для которых: ∆S > 0.

2. эндотермические: ( ∆Н > 0). Для которых: ∆S > 0, но /Т·∆S/>/∆Н/,т.е. при высоких температурах.

ЭНЕРГИЯ ГИББСА РЕАКЦИИ также рассчитывается по следствию закона Гесса.

∆G_p = ∑ (n · ∆G) _прод.— ∑ (n ∙ ∆G) _исх.

Пример 4.Указать возможность самопроизвольного протекания реакции при стандартных условиях. СО_2(г) +С_{(графит)} = 2СО_(г)

Число молей, n 1 1 2

Энергия Гиббса, -394 0 -137

= [ 2 · (-137)] − [1 · (-394) + 1 · 0 ] = + 120 кДж/моль

Так как > 0, в данных условиях процесс невозможен.