- •Министерство здравоохранения и социального развития Российской Федерации
- •Тема : Способы выражения состава растворов. Приготовление растворов. Теоретический материал к занятию:
- •Формулы перехода от одних способов выражения состава раствора к другим
- •Тема: Способы выражения состава растворов. Приготовление растворов Решение задач
- •Задания для самостоятельной работы из «Сборника задач и упражнений по общей химии».
- •Тема: Количественный анализ. Теоретический материал к занятию:
- •Домашнее задание:
- •Задания для самостоятельной работы из «Сборника задач и упражнений по общей химии».
- •Лабораторная работа. Определение массы гидроксида натрия в растворе.
- •Тема: Принципы качественного анализа. Теоретический материал к занятию:
- •Лабораторная работа. Качественные и групповые реакции ионов.
- •Модуль №02.
- •Примеры решения типовых задач Пример 1
- •Пример 2
- •Пример 3.
- •Пример 4.
- •Пример 5.
- •Пример 6.
- •Пример 7.
- •Пример 8.
- •Пример 9.
- •Пример 10.
- •Для реакции
- •Пример 11.
- •Химическая термодинамика. Энергетика химических реакций.
- •Лабораторная работа. Определение стандартной энтальпии реакции нейтрализации.
- •Тема: Химическая кинетика. Теоретический материал к занятию:
- •Истинная скорость (в любой момент времени) определяется первой производной концентрации по времени:
- •Примеры решения типовых задач Пример 1
- •Определите порядок реакции
- •Пример 2
- •Пример 3
- •Пример 4
- •Пример 5
- •Для ответа на вопрос а) воспользуемся модифицированым уравнением:
- •Пример 6
- •Пример 7
- •Пример 8
- •Пример 9
- •Пример 10
- •Пример 11
- •Пример 12
- •Лабораторная работа. Определение кинетических характеристик реакции окисления йодид йонов пероксидом водорода. (Оценка практических навыков.)
- •Приготовление реакционной смеси.
- •Проведение измерений при комнатной температуре.
- •Проведение измерений при повышенной температуре.
- •Проведение измерений в присутствии катализатора.
- •Тема: Свойства водных растворов Теоретический материал к занятию:
- •Примеры решения типовых задач Пример 1
- •Пример 2
- •Пример 3
- •Пример 4
- •Пример 5
- •Пример 6
- •Пример 7
- •Лабораторная работа. Наблюдение явлений плазмолиза и гемолиза эритроцитов.
- •Свойства растворов
- •Протолитические равновесия и процессы
- •Примеры решения типовых задач
- •Пример 9
- •M(сн3соок)
- •0,0482 Моль/л 0,1 л 98 г/моль
- •Пример 16
- •Пример 20
- •Домашнее задание:
- •Задания для самостоятельной работы из «Сборника задач и упражнений по общей химии».
- •Тема: Свойства буферных растворов. Лабораторная работа. Свойства буферных растворов, определение буферной емкости.
- •Экспериментальные данные
- •Расчет рН
- •Лигандообменные равновесия и процессы
- •Примеры решения типовых задач
- •Задания для самостоятельной работы из «Сборника задач и упражнений по общей химии».
- •Изучение реакций комплексообразования с неорганическими лигандами.
- •Редокс-равновесия и редокс-процессы
- •Примеры решения типовых задач Пример 1
- •Пример 2 . Определение направления редокс-процесса в стандартном состоянии
- •Пример 3
- •Пример 4
- •Пример 5
- •Пример 6
- •Пример 7
- •Пример 8
- •Пример 9
- •Пример 10
- •Пример 11
- •Пример 12
- •Пример 13
- •Пример 14
- •После введения некоторого количества протолита значение редокс-потенциала системы уменьшается:
- •Пример 15
- •Пример 16
- •Пример 17
- •Пример 18
- •Пример 19
- •Ответ: эдс гальванического элемента равна 0,118 в.
- •Задания для самостоятельной работы из «Сборника задач и упражнений по общей химии».
- •Изучение зависимости редокс-потенциала от соотношения концентраций окисленной и восстановленной форм
- •Изучение влияния лигандного окружения на редокс-потенциал
- •Задания для самостоятельной работы из «Сборника задач и упражнений по общей химии».
- •Изучение влияния рН на редокс-потенциал.
- •Измерение рН растворов с помощью стеклянного электрода
- •Влияние различных факторов на адсорбцию из растворов
- •Хроматография
- •Получение, очистка и свойства коллоидных растворов
Модуль №02.
Энтальпия (Н)– функция состояния, изменение которой равно теплоте изобарного процесса:
H = Qp = U + pV
Изменение энтальпии в ходе реакции обозначают rH.
Реакции, сопровождающиеся выделением теплоты (rH < 0), называются экзотермическими, а поглощением теплоты (rH > 0) – эндотермическими.
Стандартная энтальпия реакции рассчитывается по уравнениям, являющимся следствием закона Гесса:
rHo = jfHoj - ifHoi
rHo=icHoi-jcHoj
где -стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции,
i - реагенты (исходные вещества);
j -продукты.
_____________________________________________________________________________________________
Энтропия – функция состояния, изменение которой в обратимом изотермическом процессе равно приведенной теплоте процесса:Sобр= Qобр/T
Для необратимого процесса Sнеобр> Qнеобр/T.
Объединенное выражение SQ/T является математическим выражением второго начала термодинамики.
Стандартная энтропия реакции rSoрассчитывается по уравнению, также являющимся следствием закона Гесса:
rSo=jSoj-iSoi
_____________________________________________________________________________________________
Энергия Гиббса– функция состояния, изменение которой в обратимом изобарно-изотермическом процессе равно максимально полезной работе (работе за вычетом работы расширения-сжатия):
G = -Wmax
Энергия Гиббса может быть определена через уже введенные функции состояния:
G = H - TS
Выражение представляет собой объединенное математическое выражение первого и второго начал термодинамики. Энергия Гиббса имеет размерность и единицы измерения, аналогичные внутренней энергии и энтальпии. Расчет стандартной энергии Гиббса реакции rGoпроводится также по уравнению, вытекающему из закона Гесса:
rGo = jfGoj - ifGoi
Определение стандартной энергии Гиббса образования вещества fGoаналогично по форме для стандартной энтальпии образованияfHo.
Критерием направления самопроизвольного протекания необратимого процесса являются неравенства:
S > 0 (для изолированных систем) и G < 0 (для закрытых систем)
Для расчета изменения энергии Гиббса в условиях, отличающихся от стандартных, используют уравнение изотермы химической реакции (изотермы Вант-Гоффа). Для реакции в общем виде
aА + bB dD + eE
cd(D)ce(E)
rG=rGo+RTln
ca(A)cb(B)
где R – универсальная газовая постоянная, R = 8,31 Дж/(мольК);
Т – абсолютная температура,
с - концентрации веществ в любой момент времени
Для расчета константы равновесия (безразмерная величина) нужно знать равновесные концентрации с или rGo:
~ ~
c d(D)c e(E)
K =
~ ~
c a(A) cb(B)
lnK = - rGo/RT
Условимся обозначать в дальнейшем отношение концентраций продуктов и реагентов (в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам) для системы, не находящейся в состоянии равновесия, через с. Уравнение изотермы химической реакции в этом случае будет выглядеть следующим образом:
rG = -RTlnK + RTlnc
При cK в системе может развиваться процесс до установления состояния равновесия, характеризующегося равенствомc= K
При c< K для достижения состояния равновесия должны увеличиваться концентрации продуктов и уменьшаться концентрации исходных веществ; это возможно за счет протекания прямой реакции:
aА + bB dD + eE
При c> K для достижения состояния равновесия концентрации продуктов, наоборот, должны снижаться, а концентрации исходных веществ — увеличиваться; это возможно за счет протекания обратной реакции:
aА + bB dD + eE
При значениях rGo, находящихся в диапазоне от –30 кДж/моль до 30 кДж/моль, при изменении концентрации возможно изменение знакаrG с минуса на плюс или наоборот. Такие реакции являются обратимыми. Им соответствуют значения констант равновесия, находящиеся в диапазоне от 10-5до 105. Значения констант, выходящие за пределы этого диапазона, соответствуют практически необратимым реакциям.
Влияние изменения температуры на величину константы равновесия описывает уравнение изобары химической реакции:
K2rH° 1 1
ln=(-)
K1 R T1 T2
_____________________________________________________________________________________________
Перед решением задач рекомендуется уяснить следующие основные понятия темы:
термодинамическая система;
термодинамические процессы (изобарные, изотермические и изохорные; обратимые и необратимые; самопроизвольные и вынужденные; экзо- и эндотермические);
стандартное состояние;
важнейшие функции состояния (энтальпия, энтропия, энергия Гиббса) и взаимосвязь между ними;
стандартная энтальпия реакции;
стандартная энтальпия образования и стандартная энтальпия сгорания веществ;
объединенное уравнение I и II начал термодинамики, энтальпийный и энтропийный факторы;
химическое равновесие и константа равновесия;
уравнения изотермы и изобары реакции.
_____________________________________________________________________________________________
Обратить внимание на то, что
1) в настоящее время термохимический способ написания реакций заменяется термодинамическим, в котором справа в уравнении реакции записывается тепловой эффект в системе.
2) при определении теплоты реакции учитывается агрегатное состояние и количества реагирующих веществ и продуктов реакции;
3) при расчете стандартной энергии Гиббса по уравнению: G=Н - ТSединицы измерения величиныН и произведения ТSдолжны совпадать (табулированное значениеН имеет единицы измерения кДж/моль,S- Дж/(мольК).
4) при расчете константы равновесия по уравнению: К = еG/RT единицы измерения величиныGи произведения RT должны совпадать, т.к. величина Кбезразмерная.
5) направление протекания самопроизвольного химического процесса можно определить, исходя из:
а) знака стандартной энергии Гиббса;
б) анализа энтропийного и энтальпийного факторов;
6) направления химического процесса определяется, исходя из:
а) знака величины G;
б) значения величины К;
в) уравнения изотермы Вант-Гоффа.
7) в уравнении изобарыединицы измерения величины Н должны быть Дж/моль, т.к. единицы измерения газовой постоянной R - Дж/(мольК) и в левой части уравнения стоит безразмерная величина.
Учесть, что по уравнению изобары можно рассчитать:
1) константу равновесия К1 (К2), если известны величины К2(К1), Т1, Т2,Н..
2) стандартную теплоту реакции Н, если известны значения К2, К1, Т1, Т2. В этом случае можно сделать вывод о типе химической реакции (экзотермическая или эндотермическая).
_____________________________________________________________________________________________