Темы рефератов

1. Основные положения квантовой механики:

а) экспериментальные факты, подтверждающие сложность строения атома;

б) достоинства и недостатки теории Н. Бора;

в) двойственность природы микрочастиц;

г) волновая функция и уравнение Э. Шредингера.

2. Открытие и утверждение периодического закона Д.И. Менделеева:

а) попытки классификации элементов до Д.И. Менделеева;

б) открытие периодического закона;

в) испытания и триумф периодического закона.

3. Квантово-механическая трактовка химической связи:

а) метод валентных связей;

б) метод молекулярных орбиталей.

4. Основные типы химической связи и строение твердых тел и жидкостей:

а) ковалентные (атомные) кристаллы; б) твердые тела с ионной решеткой;

в) строение металлов; г) молекулярные кристаллы;

д) водородная связь.

Литература: [1 - §§1.1-1.5, 2.1-2.3, 3.1-3.2]; [2 – гл. 4 §§ 18-25, гл. 5 §§ 28-32, гл. 6 §§ 33 – 41]

Работа 6. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ТЕПЛОВЫХ ЭФФЕКТОВ химических

реакций. Оценка возможности

самопроизвольного протекания процессов

Цель работы

▪ Усвоить основные положения химической термодинамики.

▪ Ознакомиться со способами определения и расчета тепловых эффектов

химических реакций.

▪ Научиться решать вопрос о возможности протекания и направленности

химических реакций.

Теоретические сведения

Обмен энергией между изучаемой системой и внешней средой описывают законы, которые изучает термодинамика. Согласно первому началу термодинамики теплота Q, подведенная к системе, расходуется на приращение внутренней энергии U и на работу системы против действия внешних сил A:

Q = U + A. (6.1)

Положительными считаются работа, совершаемая системой, и теплота, подводимая к системе.

Если на систему не действуют никакие другие силы, кроме постоянного давления, то есть единственным видом работы является работа расширения, то

А = р ∙V, (6.2)

где р – давление;

V – изменение объёма системы.

Следовательно, в изобарных процессах (при р = const)

Q _р = U + р ∙V. (6.3)

Вводя величину Н = U + p ∙V (Н = U + p ∙V), называемую энтальпией, получим

Q _р = Н. (6.4)

Таким образом, в изобарном процессе теплота, подведенная к системе, равна изменению энтальпии системы Н.

Согласно закону Гесса изменение энтальпии химической реакции (тепловой эффект реакции при постоянном давлении) определяется лишь конечным и начальным состоянием системы и не зависит от пути перехода системы из одного состояния в другое.

Согласно следствию закона Гесса изменение энтальпии реакции _rН равно разности между суммой энтальпий образования _fН продуктов реакции и суммой энтальпий образования _fН исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов :

_rН =  ∙_fН _{продуктов реакции} –  ∙_fН _{исходных веществ}. (6.5)

Энтальпия образования соединения _fН определяется как изменение энтальпии реакции образования 1 моль этого соединения из соответствующих простых веществ.

Обычно определяют изменение стандартной энтальпии реакции _rН⁰ по стандартным энтальпиям образования веществ при 298 К, приведенным в справочниках и обозначаемым как _fН⁰ ₂₉₈ или просто _fН⁰.

Химическое уравнение, в котором указано изменение энтальпии реакции _rН (тепловой эффект) и агрегатные состояния веществ, называется термохимическим уравнением. Коэффициенты в термохимических уравнениях могут быть как целыми, так и дробными.

Изменение энтальпии в ходе химической реакции не служит критерием ее самопроизвольного (без затраты работы) протекания. Самопроизвольно могут протекать как экзотермические (_rН  0), так и эндотермические (_rН  0) процессы. В изолированных системах критерием, определяющим направление процесса, служит изменение энтропии Δ_rS. Энтропию системы S можно рассматривать как меру неупорядоченности ее состояния.

Согласно второму началу термодинамики в изолированных системах самопроизвольно протекают такие процессы, которые сопровождаются увеличением энтропии (Δ_rS  0).

Для химической реакции в стандартных условиях

Δ_rS⁰ =  ∙S⁰_{продуктов реакции} – ∙S⁰_{исходных веществ}, (6.6)

где S⁰ – стандартные энтропии веществ.

Движущей силой химических процессов, протекающих в неизолированных системах при постоянных давлении и температуре, является стремление к минимуму энергии (энтальпийный фактор) и максимуму энтропии (энтропийный фактор).

Оба этих фактора учитывает энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал G).

При стандартных условиях для неизолированных систем

_rG⁰ = _rH⁰ – T ∙_rS⁰, (6.7)

где Т = 298 К.

Условие принципиальной возможности протекания процесса при Т=const и р= const в неизолированных системах:

_rG < 0. (6.8)

Если _rG < 0, протекание реакции принципиально возможно. Процесс принципиально невозможен в данных условиях, если _rG > 0. В системе наступает термодинамическое равновесие, если _rG = 0.

Чем более отрицательно значение _rG, тем дальше система находится от состояния равновесия, тем более она реакционноспособна.