- •Общая химия Учебное пособие
- •Предисловие
- •Глава 1. Основные понятия химии. Современная номенклатура неорганических веществ. Химические свойства и способы получения неорганических соединений. Химические реакции Основные понятия общей химии
- •Важнейшие классы неорганических соединений и их номенклатура
- •Важнейшие химические свойства и способы получения оксидов, оснований, кислот, амфотерных гидроксидов и солей
- •Химические реакции. Классификация химических реакций
- •I. Классификация реакций по числу и составу реагирующих веществ
- •II. Классификация реакций по тепловому эффекту
- •III. Классификация реакций по фазовому составу веществ
- •IV. Классификация химический реакций
- •Примеры решения типовых задач
- •Литература
- •Тема: Важнейшие химические свойства и способы получения оксидов, оснований, кислот, амфотерных гидроксидов и солей
- •Тема: Классификация химических реакций
- •Контрольная работа №1 Задание 1.
- •Задание 2.
- •Задание 3.
- •Задание 4.
- •Глава 2. Строение атома. Периодическая система и Периодический закон д.И. Менделеева в свете современных представлений о строении атома. Химическая связь. Комплексные соединения Строение атома
- •Последовательность заполнения электронных состояний в атоме:
- •Периодический закон и периодическая система д. И. Менделеева в свете современных представлений о строении атома
- •Химическая связь
- •Механизмы образования химической связи (метод валентных связей)
- •Комплексные соединения
- •Литература
- •Карапетьянц м.Х., Дракин с.И. Общая и неорганическая химия. – м.: Химия, 1993. – 558 с.
- •Примеры решения типовых задач
- •Задачи и упражнения для самостоятельной работы Тема: Строение атома
- •Тема: Периодическая система элементов
- •Тема: Химическая связь и строение молекул
- •Тема: Комплексные соединения
- •Контрольная работа №2
- •Глава 3. Термодинамика химических процессов Основные понятия термодинамики
- •Первый закон термодинамики
- •Второй закон термодинамики
- •Третий закон термодинамики
- •Энергия Гиббса
- •Литература
- •Карапетьянц м.Х., Дракин с.И. Общая и неорганическая химия. – м.: Химия, 1993. – 558 с.
- •Примеры решения типовых задач
- •Задачи и упражнения для самостоятельной работы
- •Глава 4. Химическая кинетика. Обратимость химических реакций. Химическое равновесие Основные понятия химической кинетики
- •Факторы, влияющие на скорость химических реакций
- •Обратимость химических реакций. Химическое равновесие
- •Смещение химического равновесия
- •Литература
- •Карапетьянц м.Х., Дракин с.И. Общая и неорганическая химия. – м.: Химия, 1993. – 558 с.
- •Примеры решения типовых задач
- •Задачи и упражнения для самостоятельной работы Тема: Химическая кинетика
- •Тема: Обратимость химических реакций. Химическое равновесие
- •Контрольная работа №3 по разделам «Термодинамика» и «Химическая кинетика»
- •Задание 3.
- •Задание 4.
- •Задание 5.
- •Итоговый тест Вариант 1
- •Вариант 2
- •Вариант 3
- •Вариант 4
- •Вариант 5
- •Литература
- •Карапетьянц м.Х., Дракин с.И. Общая и неорганическая химия. – м.: Химия, 1993. – 558 с.
- •Некоторые константы и величины
- •Соотношение между некоторыми единицами в различных системах.
- •Значения газовой постоянной в различных единицах измерения
- •Электродные потенциалы
- •Содержание
- •Для заметок
Первый закон термодинамики
Первое начало (закон) термодинамики устанавливает соотношение между теплотой Q, работой A и изменением внутренней энергии системы ∆U: если веществу или совокупности веществ (системе) сообщить извне энергию Q, то эта энергия будет расходоваться на изменение внутренней энергии системы ∆U и на совершение работы системой против внешних сил: Q = ∆U + A.
Этот закон представляет собой одну из форм закона сохранения энергии. Если в результате химической реакции система поглотила количество теплоты Qи совершила работу А, то изменение внутренней энергии определяется уравнением: ∆U=Q–A.
Если в ходе реакции при постоянном давлении(p=const, изобарный процесс) совершается только работа расширения, то А =p∆V(∆V=V2-V1). Тогда ∆U=Qp-p∆VилиQp= ∆U+p∆V= (U2–U1) +p(V2–V1). Группируя члены правой части равенства, получаем:Qp= (U2+pV2) – (U1+pV1).
Величину U+pVназываютэнтальпией (теплосодержанием)и обозначают символом Н:
H = U + pV .
Тепловой эффект изобарного процесса (реакции, протекающей при постоянном давлении) равен изменению энтальпии системы:
Qp = H2 – H1 = ∆H .
Если реакция протекает при постоянном объеме(∆V=0,изохорный процесс), то работа расширенияA=p∆V=0, тогда
Qv = ∆U,
т.е. тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном объеме, равен изменению внутренней энергии.
Теплоемкость – количество теплоты, поглощаемое телом при нагревании на 10С или 1 К. Теплоемкость единицы массы вещества называютудельной теплоемкостью [Дж/кг·К]. Теплоемкость 1 моля вещества – молярная (мольная) теплоемкость [Дж/моль· К].
Экзотермические– реакции, протекающие с выделением тепла (+Q), для них∆Н < 0.
Эндотермические –реакции, протекающие с поглощением тепла (–Q), для них∆Н > 0.
Уравнения реакций, в которых указывается значение теплового эффекта, называются термохимическими. В таких уравнениях обязательно указываются агрегатные состояния веществ. Например, реакция горения этана выражается термохимическим уравнением:
С2Н 6(г)+ 3,5O2= 2СО2(г) + 3Н2О(ж), ∆Н = –1559,84 кДж.
Стандартная энтальпия образования химического соединения (∆Н0обр или ∆Н0298) – стандартное изменение энтальпии в результате реакции образования 1 моля этого вещества из простых веществ, взятых в том агрегатном состоянии, в котором они находятся при стандартных условиях и данной температуре [кДж/моль].
Стандартные энтальпии образования простых веществ принимаются равными нулю (рассматриваются аллотропные формы, устойчивые при стандартных условиях и T=0 K).
Стандартная энтальпия химической связи– это изменение энтальпии в реакции образования одного моля двухатомных молекул (или других двухатомных частиц) из атомов веществ, находящихся в газообразном состоянии:
H(г) + Cl(г) = HCl(г)
С(г) + H(г) = CH(г)
Образование химической связи – процесс экзотермический, и поэтому энтальпия его всегда имеет отрицательное значение. Обратная реакция – диссоциации двухатомной молекулы (частицы) – процесс эндотермический. Энтальпия этого процесса называется энтальпией разрыва связи, она имеет положительное значение. Для многоатомных молекул эта величина является условной и отвечает энтальпии такого процесса, при котором данная химическая связь разрывается, а все остальные связи остаются без изменения. Реально для многоатомных молекул можно определить лишь среднее значение энтальпии разрыва химической связи, потому что энтальпии последовательных разрывов связей в них не равноценны.
Химические связи условно подразделяют на прочные или сильные –энергия разрыва связи > 500 кДж/моль; слабые от ~ 100 до ~ 20 кДж/моль, водородные ~ 15 кДж/моль. Межмолекулярные (ван-дер-ваальсовы) силы имеют энергию связи ~ 5 кДж/моль и менее.
Закон Гесса: тепловой эффект химической реакции или физико-химического процесса не зависит от пути перехода системы из начального состояния в конечное, а определяется только природой и состоянием исходных и конечных веществ.
С + О2= СО2, ∆Н= –393,5 кДж/моль;
С + ½ О2= СО, ∆Н1= –110,5 кДж/моль;
СО + ½ О2= СО2, ∆Н2= –283,0 кДж/моль;
∆Н = ∆Н1+ ∆Н2= –110,5+(–283,0) = –393,5 кДж/моль.
Следствия из закона Гесса:
1. Тепловой эффект реакции равен разности между суммой стандартных энтальпий образования продуктов реакции и суммой стандартных энтальпий образования исходных веществ с учетом коэффициентов реакции.
∆Н0р-ии= ∑ i ∆Н0298(конечн.прод.) – ∑ j∆Н 0298(исходн.в-в);
для реакции A+bB=cC+dD:
∆Н0р-ии = (c∆Н0298(C) +d∆Н0298(D)) – (a∆Н0298(A) + b∆Н0298(B)).
2. Тепловой эффект прямой реакции равен тепловому эффекту обратной реакции, взятому с обратным знаком.
3. Если в результате ряда последовательных реакций система переходит в состояние, полностью совпадающее с исходным, то сумма тепловых эффектов этого ряда реакций равна нулю.
А→В, ∆Н1; В→С, ∆Н2 ; С→А, ∆Н3;
∆Н1+ ∆Н2+ ∆Н3= 0.