Химия. Основные закономерности протекания химических процессов. Решение задач. Учебно-методическое пособие

№ 4450 МИНИСТЕРСТВО НАУКИ И ВЫСШЕГО ОБРАЗОВАНИЯ РФ

УНИВЕРСИТЕТ НАУКИ И ТЕХНОЛОГИЙ МИСИС

ИНСТИТУТ БАЗОВОГО ОБРАЗОВАНИЯ

Кафедра общей и неорганической химии

В.Г. Лобанова

ХИМИЯ. ОСНОВНЫЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ПРОТЕКАНИЯ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ

РЕШЕНИЕ ЗАДАЧ

Учебно-методическое пособие

Рекомендовано редакционно-издательским советом университета

Москва 2024

УДК 54 Л68

Р е ц е н з е н т д-р техн. наук, проф. кафедры цветных металлов и золота

Е.В. Богатырева

Лобанова, Вера Геннадьевна.

Л68 Химия. Основные закономерности протекания химических процессов. Решение задач: учеб.-метод. пособие / В.Г. Лобанова. – Москва : Издательский Дом НИТУ МИСИС, 2024. – 83 с.

ISBN 978-5-907560-50-5

Учебное пособие содержит теоретический материал по разделу «Основные закономерности протекания химических процессов», примеры решения задач и материалы для самостоятельной работы. Может быть использовано при проведении практических занятий по химии с распределением обучающихся по уровню подготовки.

Предназначено для студентов первого курса всех направлений подготовки, изучающих химию.

УДК 54

СОДЕРЖАНИЕ

ПРЕДИСЛОВИЕ . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4 Условные обозначения . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4

1. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6 Первый закон термодинамики. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 8 Термохимия . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9 Второй закон термодинамики . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 14 Примеры решения задач. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 20 Задачи и упражнения для самостоятельной работы . . . . . . 32

2. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 38 Понятие скорости химической реакции . . . . . . . . . . . . . . . . 38 Факторы, влияющие на скорость химической реакции . . . 40 Примеры решения задач. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 45 Задачи и упражнения для самостоятельной работы . . . . . . 50

3. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 54 Кинетика равновесных процессов . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 54 Смещение химического равновесия.

Принцип Ле Шателье . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 60 Примеры решения задач. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 63 Задачи и упражнения для самостоятельной работы . . . . . . 73

Заключение . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 78

Библиографический список . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 79

Приложение 1 Периодическая система химических элементов

Д.И. Менделеева . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 80

Приложение 2 Стандартная энтальпия образования некоторых веществ. . . . 82

3

ПРЕДИСЛОВИЕ

Учение о химических процессах – область науки, в основе которой лежат химическая термодинамика и кинетика. Определяющая идея этого учения заключается в том, что взаимодействие различных химических веществ зависит в значительной степени и от условий протекания реакций.

Химическая термодинамика изучает взаимные превращения различных видов энергии друг в друга в ходе химической реакции. Она определяет возможность, направление и пределы самопроизвольного протекания химических процессов.

Взадачи химической кинетики входит исследование скоростей и механизмов реакций.

Знание общих закономерностей протекания химических реакций позволяет оценить энергетические эффекты, сопровождающие химические реакции, определить возможность их практического осуществления, а также позволяет понять, как можно управлять процессами, ускорять или замедлять их, изменять направление протекания.

Внастоящем пособии изложены теоретические основы общих закономерностей протекания химических процессов, рассмотрено решение типовых задач, предлагаются упражнения и задачи для самостоятельной работы.

Пособие предназначено для студентов всех направлений подготовки Горного института, Института новых материалов и Института технологий, изучающих химию.

Условные обозначения

Давление – p

Константа равновесия – K Константа скорости реакции – k Количество вещества – n

Масса – m

Молярная концентрация – c Молярная масса – M

4

Молярный объем газа – Vm Объем – V

Относительная атомная масса – Ar Относительная молекулярная масса – Mr Скорость химической реакции – v

Стандартная энергия Гиббса реакции или процесса – r G0 Стандартная энергия Гиббса образования вещества – f G0 Стандартная энтальпия реакции или процесса – r H0 Стандартная энтальпия образования вещества – f H0 Стандартная энтропия реакции или процесса – r S0 Стандартная энтропия вещества – S0

Стандартная энтропия образования вещества – Sf0 Температура по Цельсию – t

Температура термодинамическая (или абсолютная) – T Температурный коэффициент скорости реакции – Теплота – Q

Термодинамическая вероятность – W Удельная теплоемкость – C

Число молекул (атомов, ионов) – N

5

1. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

Химическая реакция – процесс превращения одних веществ в другие. При этом образование новых веществ произойдет только тогда, когда их энергия будет меньше, чем энергия исходных веществ. Разрыв одних связей и возникновение других всегда сопровождается каким-либо энергетическим эффектом. Это могут быть различные виды излучения, электрическая энергия, выделение или поглощение теплоты.

При рассмотрении основных закономерностей протекания химических реакций не обойтись без элементов химической термодинамики.

Химическая термодинамика – наука, изучающая взаимные превращения энергии. Особенностью химической термодинамики является рассмотрение химических процессов в состоянии равновесия.

Объектом изучения в химической термодинамике является система. Под системой понимают обособленную от окружающей среды совокупность находящихся во взаимодействии веществ. Системы могут быть гомогенными (все вещества находятся в одном агрегатном состоянии или «фазе») и гетерогенными (между веществами есть хотя бы одна граница раздела).

Термодинамические системы могут быть открытыми, закрытыми и изолированными. Открытая система обменивается с окружающей средой веществом и энергией. Закрытой называется система, которая обменивается с окружающей средой энергией и не обменивается веществом. В изолированных системах не происходит обмена с окружающей средой ни энергией, ни веществом.

Каждая термодинамическая система характеризуется определенным набором термодинамических переменных. К независимым термодинамическим переменным (их называют термодинамическими параметрами состояния) относятся давление, температура, объем, концентрация и др.

6

Изменение любого термодинамического параметра приводит

кизменению термодинамического состояния системы. Под состоянием термодинамической системы понимают совокупность ее свойств.

Состояние системы называют стационарным, если параметры системы с течением времени не меняются. Состояние термодинамического равновесия представляет собой частный случай стационарного состояния.

Термодинамические параметры, определяющие состояние системы, связаны между собой уравнениями состояния.

Любое изменение в системе, связанное с изменением хотя бы одного из термодинамических параметров состояния, называется термодинамическим процессом. Процессы, протекающие при постоянном давлении, называются изобарными, протекающие при постоянном объеме – изохорными, при постоянной температуре – изотермическими. Большинство химических реакций протекают в открытых сосудах, т.е. при постоянном давлении, равном атмосферному.

Обмен энергией между системой и внешней средой может осуществляться в разных формах. В превращениях, происходящих при протекании химических реакций, участвуют чаще всего тепловая энергия (теплота Q) и механическая энергия (работа W). Измеряются в Джоулях (Дж). Знаки величин Q и W в термодинамике определяются по отношению

ксистеме: положительной считается энергия, получаемая системой, отрицательной – энергия, отданная системой.

Кзависимым термодинамическим переменным относятся функции состояния системы: внутренняя энергия (U), энтальпия (H), энтропия (S) и энергия Гиббса (G).

Внутренняя энергия термодинамической системы – это кинетическая и потенциальная энергия микрочастиц системы (молекул, атомов, электронов, ядер) и энергия взаимодействия этих частиц. Внутренняя энергия – функция состояния системы, которая определяется только исходным

(U1) и конечным (U2) состояниями системы. Абсолютное значение внутренней энергии невозможно определить. Опреде-

7

ляют изменение внутренней энергии при переходе системы от исходного состояния к конечному:

U = U2 – U1.

Изменение внутренней энергии системы может происходить в результате обмена энергией с внешней средой в форме теплоты Q или работы W.

Теплота – мера передачи энергии от одного тела к другому посредством разности температур (за счет изменения кинетической энергии), работа – мера передачи энергии за счет перемещения масс: W = p V. Теплота и работа не являются функциями состояния, они не могут существовать вне какого-либо процесса. Теплота и работа – формы передачи энергии, величины которых характеризуют процесс и зависят от пути процесса, это функции процесса.

Умение решать задачи опирается не только на знание основных понятий химической термодинамики, но и на знание основных законов этой науки.

Первый закон термодинамики

Количественное соотношение между внутренней энергией U, теплотой Q и работой W устанавливает первый закон термодинамики, который является одной из форм закона сохранения энергии. Известны несколько его формулировок:

–разные формы энергии переходят друг в друга в строго эквивалентных соотношениях;

–в любой изолированной системе запас внутренней энергии остается постоянным;

– количество теплоты Q, сообщаемое системе, идет на приращение внутренней энергии U и на работу W, совершаемую системой.

Этот закон можно представить в виде следующего математического выражения:

Q = U + W.

8

При изохорном процессе ( V = 0) работа не совершается, и это выражение приобретает вид

Q = U.

Теплота изохорного процесса равна изменению внутренней энергии.

Для изобарного процесса ( p = 0) можно записать:

Qp = U + p V = (U + pV).

Величину (U + pV) называют энтальпией1, или теплосодержанием системы, и обозначают H. Соотношение Qp = H показывает, что теплота изобарного процесса равна изменению энтальпии системы во время этого процесса. Абсолютное значение энтальпии определить невозможно. Энтальпия – это термодинамическое свойство вещества, которое указывает уровень энергии, сохраненной в его молекулярной структуре.

Термохимия

Раздел химической термодинамики, который изучает тепловые эффекты химических реакций и энергетические эффекты процессов перехода из одного агрегатного состояния в другое, называется термохимией.

Тепловой эффект химической реакции – это количество теплоты, которое выделяется или поглощается при необратимом протекании реакции. При этом температура исходных веществ и продуктов реакции должна быть одинаковой, а единственной работой является только работа расширения.

Процесс, протекающий с выделением тепла, называют экзотермическим: Q > 0. При этом запас внутренней энергии (при V = const) или энтальпии (при p = const) уменьшается. Для экзотермического процесса H < 0.

Процесс, протекающий с поглощением тепла, называют эндотермическим: Q < 0. При этом внутренняя энергия

1 Понятие энтальпии ввел Дж. В. Гиббс в 1875 г.

9

или энтальпия возрастают. Для эндотермического процессаH > 0.

При расчетах тепловых эффектов различных химических процессов важную роль играют энтальпии образования веществ. Энтальпия образования – это количество теплоты, которое выделяется или поглощается при образовании 1 моля сложного вещества из простых веществ. Отнесение энтальпии образования к стандартным условиям позволяет сравнивать тепловые эффекты различных процессов. За стандартные условия принимают: температуру T = 298 K и давление p = 101,3 кПа.

Стандартная энтальпия образования вещества – это энтальпия реакции получения одного моля сложного вещества из простых веществ, взятых в термодинамически устойчивых состояниях, при стандартных условиях. Стандартная энтальпия образования вещества обозначается f H0 (formation – образование).

Для многих сложных веществ значения стандартной энтальпии образования приведены в справочниках термодинамических величин [9, 10], а также в прил. 2. Значения энтальпии образования простых веществ, устойчивых в стандартных условиях (графит, ромбическая сера, кристаллический йод, газообразный кислород, белый фосфор

идр.) принимают равными нулю:

f H0 (Br2(ж)) = 0, f H0 (Br2(г)) = 30,9 кДж/моль;

f H0 (I2(к)) = 0, f H0 (I2(г)) = 62,4 кДж/моль.

В подавляющем большинстве случаев значения стандарт-

ной энтальпии образования сложных веществ отрицательны ( f H0 < 0) .

Используя значения стандартной энтальпии образования, можно сравнивать устойчивость соединений и простых веществ, из которых оно образовано. Если стандартная энтальпия образования отрицательна, то соединение более устойчиво, чем простые вещества, из которых оно образова-

10