Министерство образования и науки Российской Федерации

ФГБОУ ВПО Кубанский государственный технологический университет

Кафедра общей химии

ХИМИЯ

Курс лекций для студентов ЗиДО и МИППС специальностей 141108, 271101 и направлений 131000, 140100, 140400, 141200, 151000, 151900, 190600, 220400, 220700, 270800, 280700

Часть I.

Краснодар

2013

Составители: д-р хим. наук, проф. Л.А. Бадовская;

д-р хим. наук, проф. В.В. Посконин;

канд. хим. наук, доц. Л.В. Поварова;

канд. хим. наук, доц. Л.А. Солоненко;

канд. хим. наук, доц. Л.Н. Сороцкая;

канд. хим. наук, доц. М.А. Тлехусеж;

канд. хим. наук, доц. З.И. Тюхтенева

УДК 669:54(07)

Химия: Курс лекций для студентов ЗиДО и МИППС специальностей 141108, 271101 и направлений 131000, 140100, 140400, 141200, 151000, 151900, 190600, 220400, 220700, 270800, 280700. Часть I. / Сост. Л.А. Бадовская, В.В. Посконин, Л.В. Поварова, Л.А. Солоненко, Л.Н. Сороцкая, М.А. Тлехусеж, З.И. Тюхтенева: Кубан. гос. технол. ун-т. Кафедра общей химии. – Краснодар, 2013. – 42 с.

Составлено в соответствии с государственным стандартом высшего профессионального образования 3-го поколения.

© КубГТУ, 2013

Содержание

Тема 1. Химическая термодинамика………………………………………..4

Тема 2. Скорость химических реакций и методы ее регулирования…......8

Тема 3. Химическое равновесие…………………………………………..11

Тема 4. Гетерогенные химические системы и поверхностные явления

в них (спецраздел)……………………...………….……...……………….13

Тема 5. Растворы. Кислотно-основные свойства веществ. Реакции

обменного разложения в растворах электролитов и их использование

в химическом анализе ……...……………………………………………..16

Тема 6. Жесткость воды и реакции солей жесткости в водных раство-

рах………………………………………………………………………….. 25

Тема 7. Соединения кальция и вяжущие вещества на их основе (спец-

раздел)…………………………...………………………………………….27

Тема 8. Окислительно-восстановительные реакции и их использова-

ние в химическом анализе…….……………………… ………………..29

Тема 9. Электрохимические системы и процессы..………………………35

Приложение…………………….……………………………………………37

Тема 1. Химическая термодинамика

Рекомендуемая литература: [1], гл. 6, 6.1; [2], гл. 5; [5], гл. V.

Химическая термодинамика рассматривает законы термодинамики применительно к химическим и физико-химическим процессам. Химическая термодинамика изучает превращения энергии в химических и физико-химических процессах и способность химических систем совершать полезную работу. Зная термодинамические закономерности, можно подобрать оптимальные условия протекания реакции, установить возможность взаимодействия между конкретными веществами и направление самопроизвольно протекающих процессов, рассчитать тепловой эффект химической реакции.

Величины, которые характеризуют физическое состояние системы и могут быть непосредственно измерены, называются термодинамическими параметрами состояния. Для удобства и расчетов приняты следующие основные стандартные параметры состояния: температура 298 К, давление 1,01325^.10⁵ Па, концентрации растворов 1 моль/кг растворителя. В зависимости от условий протекания процесса выделяют: изохорный процесс – протекающий при постоянном объеме системы (V=const); изо-барный процесс – протекает при постоянном давлении системы (Р=const); изотермический процесс – протекает при постоянной температуре системы (Т=const) и др. Химические и физико-химические процессы могут быть термодинамически обратимыми или термодинамически необратимыми.

Кроме параметров состояния в термодинамике используются вели-чины, которые называют термодинамическими функциями – переменные величины, которые не могут быть непосредственно измерены и зависят только от параметров состояния. Выделяют два вида термодинамических функций: функции состояния и функции процесса.

Любая физическая величина, значение которой в данный момент времени определяется термодинамическими свойствами и параметрами состояния системы, называется функцией состояния. Важнейшими функциями состояния являются внутренняя энергия U, энтальпия H, энтропия S и энергия Гиббса G (таблица 1.1). Функции состояния – аддитивные функции, так как их значения можно складывать и вычитать, как обычные числа, их изменения определяются лишь конечным и начальным состояниями системы, т.е. не зависят от пути процесса.

Термохимия – раздел химии, занимающийся изучением тепловых эффектов различных процессов.

Протекание химических реакций часто сопровождается тепловым эффектом Q – поглощением или выделением теплоты. Экзотермической называют реакцию, протекающую с выделением теплоты во внешнюю среду (+Q), а эндотермической – реакцию, протекающую с поглощением теплоты из окружающей среды (−Q). В изобарном процесс, протекающем при постоянном давлении, изменение энтальпии равно тепловому эффекту, взятому с обратным знаком: DH = − Q. Соответственно в экзотермической реакции DH<0 (энергия химической системы уменьшается), а в эндотермической реакции DH>0 (энергия увеличивается).

Таблица 1.1 - Важнейшие термодинамические функции

Функции и их изменение	Размерность	Физический смысл
U	кДж/моль	Внутренняя энергия U– сумма всех видов энергии микрочастиц системы, а именно: энергии посту-пательного и вращательного движения атомов и молекул; энергии внутримолекулярного колебатель-ного движения атомов; энергии движения электронов в атомах; энергии взаимодействия ядер с электронами, ядер с ядрами и т.д. Внутренняя энергия не включает кинетическую и потенциальную энергию системы в целом.
Δ U	кДж/моль	Изменение внутренней энергиипри переходе системы из состояния сU1в состояние сU2: Δ U = U2 − U1
Н	кДж/моль	Энтальпия, илитеплосодержание – функция, рав-ная сумме внутренней энергии и работе системы против внешнего давления (РV):H = U + PV. Эта функция характеризует термодинамическую устой-чивость вещества.
Δ Н	кДж/моль	Изменение энтальпии: Для изобарного процесса (Р = const): Δ Н = ΔU + PΔV. Для изохорного процесса (ΔV=0): ΔН= ΔU.
S	Дж/моль·К	Энтропия – функция состояния системы, которая выступает как мера беспорядка в системе, характе-ризует стремление системы к разупорядочению и является мерой термодинамической вероятности системы или процесса. Единственная термодина-мическая функция, для которой можно определить абсолютное значение.
Δ S	Дж/моль·К	Изменение энтропиипри переходе системы из состояния сS 1в состояние сS 2:ΔS = S2 − S1
G	кДж/моль	Энергия Гиббса (свободная энергия, изобарно-изотермический потенциал) – функция состояния, равная разности энтальпии системы и произведения абсолютной температуры на энтропию:G = H – ТS.
Продолжение таблицы 1.1
DG	кДж/моль	Изменение энергии Гиббса реакциизависит как от энтальпийного фактора DH, так и от энтропийного фактораТDS: DG = DH – ТDS. ВеличинаDG химической реакции является мерой химического сродства реагирующих веществ: чем ниже значениеDG, тем в более мягких условиях протекает реакция; самопроизвольное протекание процесса возможно только приDG<0.

Химические уравнения, в которых дополнительно указываются величины сопровождающих реакцию изменений энтальпий (DH_х.р.), а также агрегатное состояние веществ и температура, называются термохимическими уравнениями.

Например, термохимическое уравнение горения уксусной кислоты:

СН₃СООН_(Ж) + 2О_2(Г) = 2СО_2(Г) + 2Н₂О_(Ж); DH₂₉₈ = − 870,14 кДж/моль.

Основной закон термохимии – закон Гесса Г.И. (1841): Энтальпия процесса зависит только от вида и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода.

Для термохимических расчетов важны следствия из закона Гесса:

1-ое следствие: энтальпия образования соединения из простых веществ равна по величине, но противоположна по знаку энтальпии его разложения на эти же простые вещества: DH_обр = - DH_разл.

2-ое следствие: энтальпия реакции DH_реак равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов: DH_реак = S(DH⁰_обр)_прод - S(DH⁰_обр)_исх.

Например, для приведенного выше уравнения реакции DH_реак составит:

DH_реак = [2DH⁰( СО₂) + 2DH⁰( Н₂О)] - [DH⁰(СН₃СООН) + 2DH⁰(О₂)]

Аналогично находят изменение энтропии реакции ( DS_реак = SS⁰ _прод - SS⁰_исх), и изменение энергии Гиббса реакции (DG⁰ _реак = S(DG⁰_обр)_прод - S(DG⁰_обр)_исх).

Для практического применения следствий из закона Гесса необходимо знать стандартные значения изменений энтропии (S^о₂₉₈), энтальпии (DH^о₂₉₈) и энергии Гиббса (DG^о₂₉₈) вещества.

Энтальпией образования DH^о₂₉₈ называется тепловой эффект реакции образования 1 моль соединения из простых веществ в стандартном состоянии системы. Например, DH^о_обр(Н₂О_(ж)) есть изменение энтальпии в процессе: Н_2(г) + ½О_2(г) = Н₂О_(ж); DH^о₂₉₈ = − 285,84 кДж/моль. Энтальпия образования простых веществ, находящихся в устойчивом термодинамическом состоянии, принимается равной нулю.

Важное свойство энтропии – в любой изолированной системе энтропия постоянна (DS=0), если в системе идут обратимые процессы, и возрастает (DS>0) при протекании всякого необратимого процесса.

Энтропия увеличивается с увеличением температуры (растет скорость частиц в системе), при растворении кристаллического вещества, при увеличении числа частиц в системе, при усложнении по составу молекул (S^o(СО)<S^o(СО₂)); энтропия уменьшается в процессах, протекающих с возрастанием упорядоченности: конденсации, сжатия, растворения газов в жидкости, уменьшения числа частиц в ходе реакции (табл. 2.1).

Таблица 2.1 – Энтропия некоторых веществ

Вещество	Sо298, Дж/моль·К	Вещество	Sо298, Дж/моль·К
CO(г)	198,0	NH3(г)	192,5
CO2(г)	213,7	AsH3(г)	222,6
H2O(Г)	188,3	C(ГРАФИТ)	5,6
H2O(Ж)	71,1	C(АЛМАЗ)	2,5
н-C4H10(г)	309,6	изо-C4H10(г)	294,5

В изолированных системах самопроизвольно могут протекать только такие процессы, при которых энтропия системы возрастает (DS > 0). При абсолютном нуле энтропия идеального кристалла равна нулю. Это позволяет находить абсолютные величины энтропии в отличие от внутренней энергии и энтальпии.

Для однозначного ответа на вопрос – возможна ли химическая реакция или физико-химический процесс – необходимо учитывать и DH, и DS. Для протекающих в природе процессов известны две движущие силы: 1) стремление перейти в состояние с наименьшим запасом энергии и выделить тепло при таком переходе и 2) стремление перейти в состояние наибольшего беспорядка, т.е. в наиболее вероятное состояние. В химических реакциях одновременно изменяются и энергия системы и энтропия, и реакция проходит в том направлении, при котором общая суммарная движущая сила реакции уменьшается. Для изобарно-изотермических процессов функцией состояния, однозначно оценивающей возможность протекания реакций, служит изменение энергии Гиббса: DG=DH−ТDS. Таким образом, DG реакции зависит как от энтальпийного фактора DH, так и от энтропийного фактора ТDS. Величина DG при хими-ческих реакциях свидетельствует о принципиальной возможности или невозможности осуществления того или иного процесса.

Критерий самопроизвольного процесса в любых системах с постоянными давлением и температурой: самопроизвольно могут протекать только такие процессы, которые сопровождаются уменьшением энергии Гиббса (DG<0). Таким образом, самопроизвольная реакция возможна, если DG<0; невозможна, если DG>0, т.е. реакция возможна при любых температурах, если DH<0, DS>0; невозможна при любых температурах, если DH>0, DS<0.

Термодинамическое равновесие наступает при DG=0, т.е. при равенстве энтальпийного и энтропийного факторов DH= ТDS, что позволяет определить температуру начала реакции, невозможной при стандартных условиях: Т_РАВН = DH/DS. Следует отметить, что неравенство DG<0 свидетельствует лишь о принципиальной возможности протекания процесса, однако реакция может и не идти из-за особенностей кинетических характеристик.