Ιι физическая и коллоидная химия

8 Химическая термодинамика и термохимия

8.1 Методические рекомендации

Термодинамика - изучает взаимные превращения различных форм энергии.

Химическая термодинамика изучает превращение энергии в химических процессах, а также энергетические характеристики веществ.

Термохимия – раздел физической химии и химической термодинамики, который изучает тепловые эффекты химических реакций, а также энергетические эффекты процессов перехода веществ из одного агрегатного состояния в другое или одной кристаллической формы в другую.

Термодинамический метод полезен для прикладной химии тем, что позволяет рассчитать для химических реакций и других физико-химических процессов: а) тепловой эффект процесса (расчет ∆Н), б) принципиальную возможность протекания процесса в нужном направлении (расчет ∆G), в) глубину протекания процесса, выход продуктов и ее изменение в зависимости от условий (расчет К_р).

Основные формулы и уравнения химической термодинамики и термохимии:

ΔН = ΔU + р · ΔV (8.2)

где ΔН – изменение энтальпии системы в изобарно-изотермическом процессе, Дж/моль; ΔU – изменение внутренней энергии системы, Дж/моль; р – давление в системе, Па или Н/м²; ΔV – изменение объема системы, м³.

ΔН_Р = Σ (n_iΔH^О_обр)_прод - Σ (n_jΔH^О_обр)_исх (8.3)

где Σ – знак суммирования; n_i, n_j – стехиометрические коэффициенты веществ; ΔH^О_обр – стандартные энтальпии образования веществ, Дж/моль; ΔН_Р – тепловой эффект химической реакции, Дж/моль.

ΔS_P = Σ(n_iS^O)_прод – Σ(n_jS^O)_исх (8.4)

где ΔS_P – изменение энтропии системы, Дж/К·моль; S^O – стандартные энтропии веществ, Дж/К·моль;

ΔG_P = Σ(n_iΔG^O_обр)_прод – Σ(n_jG^O_обр)_исх (8.5)

где ΔG_P – изменение изобарно-изотермического потенциала реакции (свободной энергии Гиббса), Дж/моль; G^O_обр – стандартные свободные энергии образования веществ, дж/моль.

ΔG_P = ΔН_Р – Т · ΔS_P (8.6)

ΔG_P – изменение свободной энергии системы, Дж/моль; ΔН_Р – изменение энтальпии системы, дж/моль; Т – температура, К; ΔS_P – изменение энтропии системы, Дж/(К·моль).

ΔG_P = -2,3 ·R ·T ·lgK_P (8.7)

ΔG_P – изменение свободной энергии системы, Дж/моль; R – универсальная газовая постоянная (R = 8,31 Дж/моль ·К); Т- температура равновесной системы, К; К_Р – константа равновесия.

9 Растворы

9.1 Методические указания

Широкая распространенность растворов и их особая роль во всех физиологических, почвенных и многих технологических процессов определяет важное значение этого раздела физической химии для биолого-технологического образования. Поскольку жизненные процессы в организмах, а также разнообразные процессы в почвах протекают в водной среде, то для биологических и сельскохозяйственных наук особый интерес представляют водные растворы.

Формулы и уравнения для решения задач:

(9.2)

ΔР = Р₀ – Р; Р₀ – давление паров над растворителем; Р – давление паров над раствором; n – число молей растворенного вещества в растворе; N – число молей растворителя в растворе.

Δt⁰_з = К·С_μ (9.2)

Δt⁰_з = t⁰_р-ль - t⁰_р-р; t⁰_р-ль – температура замерзания растворителя, ⁰С; t⁰_р-р – температура замерзания раствора, ⁰С; К – криоскопическая константа растворителя ; С_μ – моляльная концентрация вещества в растворе, моль/кг.

Δt⁰_к = Э·С_μ (9.3)

Δt⁰_к = t⁰_р-р - t⁰_р-ль ; Δt⁰_к – температура кипения раствора, ⁰С; t⁰_р-ль – температура кипения растворителя, ⁰С; Э – эбулиоскопическая константа растворителя ; С_μ – моляльная концентрация раствора, моль/кг.

Р = R·C_M·T (9.4)

Р – осмотическое давление раствора, атм.; R – универсальная газовая постоянная

(R = 0,082 л·атм/(моль·К)); С_М – молярная концентрация, моль/л; Т – температура раствора, К.

α = n_ион/n (9.5)

α – степень диссоциации слабого электролита; n_ион – число молей растворенного вещества, распавшегося на ионы; n – общее число молей растворенного вещества.

i = 1+α(n_и - 1) (9.6)

i – изотонический коэффициент раствора; n_и - число ионов, образующихся при полной диссоциации одной молекулы растворенного вещества.

(9.7)

К_Д – константа диссоциации слабого электролита; α – степень диссоциации электролита; С_М – молярная концентрация раствора, моль/л.

рН = (9.8)

рН- показатель кислотности раствора; - концентрация ионов водорода в растворе, моль/л.

рОН = (9.9)

рОН – показатель основности раствора; - концентрация гидроксид ионов в растворе, моль/л.

C_H⁺ · C_ОН^- = 10^-14 (9.10)

рН + рОН = 14 (9.11)

(9.12)

рН – показатель кислотности буферного раствора первого типа;; – константа диссоциации слабой кислоты буферного раствора; – концентрация соли в буферном растворе, моль/л; С_к - концентрация слабой кислоты в буферном растворе, моль/л.

рН = 14 – рК_осн - (9.13)

рН – показатель кислотности буферного раствора второго типа; рК_осн = - lgК_осн;

К_осн -константа диссоциации слабого основания в буферном растворе; С_с – концентрация соли в буферном растворе, моль/л; С_осн – концентрация слабого основания в буферном растворе, моль/л.