Контрольные вопросы

1. Дайте определение понятию «массовая доля растворенного вещества».

2. Дайте определение молярной концентрации и молярной концентрации эквивалента.

3. Вычислите молярные массы эквивалентов и факторы эквивалентности в реакциях полной нейтрализации следующих веществ: HNO₃;NH₃;H₂SO₄;KHSO₄;Na₂CO₃.

4. Рассчитайте количество HNO₃для нейтрализации 5,3 гNa₂CO₃.

5. Что такое жесткость воды, как ее рассчитать.

6. В чем сущность метода определения жесткости воды титрованием?

7. Рассчитайте общую жесткость воды, если в 100 дм³содержится 4 г ионов Са²⁺и 2,4 г ионовMg²⁺.

3. ЗАКОНОМЕРНОСТИ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ

Химические процессы протекают с изменением энергетического состояния веществ (сопровождаются выделением или поглощением теплоты) и упорядоченности их строения. Для анализа этого аспекта химического взаимодействия используют понятие «система». Системой называется совокупность тел, находящихся во взаимодействии и мысленно выделенных из окружающей среды. Термодинамика изучает свойства макроскопических систем на основе возможных превращений энергии без рассмотрения их микросостояний. Важнейшим результатом термодинамического исследования предполагаемых изменений в системе является вывод о возможности или невозможности самопроизвольного протекания процесса в выбранных условиях.

Если вопрос о возможности протекания реакции решен, возникает проблема оценки скорости реакции и возможности управления ею. Этот аспект химического взаимодействия изучает химическая кинетика– учение о скоростях и механизме реакций.

Ниже обсуждены важнейшие термодинамические и кинетические характеристики и закономерности протекания химических процессов и дано описание опытов, позволяющих исследовать их экспериментально.

3.1. Термодинамические закономерности химических процессов

Параметр состояния системы, изменение которого в ходе процесса не зависит от пути его протекания, называют функцией состояния системы. Таким свойством обладает внутренняя энергия системы (U):

Первый закон термодинамикисоответствует закону сохранения энергии:изменение внутренней энергии термодинамической системы (U) равно количеству теплоты, сообщенной ей (Q), за вычетом работы (А), совершенной системой. В химических процессах работа против внешних сил представляет собой работу расширенияА = P V. Тогда 1-й закон термодинамики имеет вид:

U = Q – P V. (3.1)

Для процесса, протекающего при постоянном объеме, U = Q. Тепловой эффект процесса, протекающего при постоянном объеме (Q_v), равен изменению внутренней энергии системы, следовательно, обладает свойствами функции состояния:

Q_v = U. (3.2)

Если процесс протекает при постоянном давлении, из (3.1) следует:

Q= (U₂ + PV₂ ) – (U₁ + PV₁) = H₂ – H₁ = H. (3.3)

Функция Нназываетсяэнтальпией(теплосодержанием) системы и по определению является функцией состояния. Таким образом, тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном давлении, равен изменению энтальпии системы и обладает свойствами функции состояния.

Q_p = H. (3.4)

Соотношения (3.3) и (3.4) являются обоснованием закона Гесса:тепловой эффект реакции не зависит от пути ее протекания.

Экзотермическиереакции протекают с выделением теплоты. Для нихQ  0иН < 0. Соответственно дляэндотермических реакций, протекающих с поглощением теплоты,Q < 0иН > 0. Тогда:Q = –Н.

В термодинамических расчетах широко применяется понятие энтальпия образования соединения Н⁰₂₉₈ – этотепловой эффект получения 1 моля сложного вещества из простых. Для простых веществ энтальпия образования равна0. Обсуждаемая величина зависит от условий протекания процесса, поэтому в справочниках она приводится для стандартного состояния (P^о = 101325 Па иТ^о= 298 К).

2-й закон термодинамикиучитывает не только изменение энтальпии в ходе процесса, но и общее изменение ее структуры (уровня хаотичности). Мерой хаотичности строения системы является функция состоянияэнтропия(S, Дж/К). Больцман показал, что

S = k ln W, (3.5)

где k = R/N_A – постоянная Больцмана; W–термодинамическая вероятностьсистемы (число микросостояний, которыми реализуется данное макросостояние).

Критерием возможности самопроизвольного протекания процесса является изменение функции состояния системы – энергии Гиббса (G).

G = H – TS.(3.6).

Для самопроизвольных процессов:

Н – ТS ≤ 0.(3.7)

Уравнение (3.7) является формальным выражением второго закона термодинамики: невозможен процесс, единственным результатом которого является передача теплоты от тела менее нагретого к телу более нагретому.

В термодинамических расчетах наряду со значениями энтальпии образования соединений Н⁰₂₉₈ широко применяются стандартные величины энтропииS⁰₂₉₈ и энергии Гиббса образованияG⁰₂₉₈. Многие расчеты основаны на применении следствия из закона Гесса: для функций состояния системы ихизменение в ходе процессаможно рассчитать следующим образом:

(3.8)

i, j– индексы соответственно исходных веществ и продуктов, аν_i , ν_j– соответствующие коэффициенты из уравнения реакции. Таким образом,изменение энтальпии в ходе реакции равно разности между суммой энтальпий образования продуктов и суммой энтальпий образования исходных веществ. Аналогичные уравнения справедливы для изменения энтропии и энергии Гиббса в ходе процесса:

, (3.9)

. (3.10)