14(21).10.2014. лекционная контрольная работа (предупредите однокурсников!)

1. 14(21).10.2014.лекционная контрольная работа(предупредите однокурсников!)

2. К эксперименту: Реакция Бриггса — Раушера Компоненты: серная кислота, КIO3 малоновая кислота, MnSO4, крахмал H2O2 Mn2++ H2O2→ Mn3++ H2O CH2(COOH)2 + IO3- + Н+→I - + CO2 + Н2О I- + H2O2→ I2(жёлтый) + H2O I2 + крахмал→ [I2 + крахмал] [I2+ крахмал]+ H2O2→IO3- + H2O

3. Термохимия -раздел химической термодинамики, в задачу которой входит определение и изучение тепловых эффектов реакций и установление их взаимосвязей с различными физико-химическими параметрами • термодинамика Почему происходит реакция ? «Химическая термодинамика это наука о зависимости направления и пределов превращений веществ от условий, в которых эти вещества находятся» • Возможно ли протекание процесса? • Каковы условия протекания процесса? • Достижимо ли равновесие?

4. Уильям Томсон, лорд Кельвин • «Должна существовать • некоторая эквивалентность между • механической работой и теплотой»  1848 г. Томсон ввел "абсолютную термометрическую шкалу". Он объяснил ее название следующим образом: "Для этой шкалы характерна полная независимость от физических свойств какого-либо конкретного вещества". Он отмечает, что "бесконечный холод должен соответствовать конечному числу градусов воздушного термометра ниже нуля", а именно: точке, "соответствующей объему воздуха, уменьшенному до нуля, что будет отмечено на шкале как -273 °С".

5. Термодинамическая система - объект исследования, выделенный из окружающего мира реальнымиили воображаемыми границами. Е вещество

6. Cистема характеризуется функциями состояния (однозначно определяют состояние термодинамической системы их значение зависит только от состояния термодинамической системы и не зависит от того, как система пришла в это состояние) - U, S, GСостояние системы определяется:термодинамическими параметрами состояния (Т,р, V, C)

7. В неизолированной системе изменение внутренней энергии ΔU равно разности между количеством теплоты Q, переданной системе, и работой A, совершенной системой против внешних сил или внешних сил над системой.Uсистемы = - Q + Aнад системой V = const QV = -U p = constQp = -HЭнтальпияH =U + pV энтальпия – «теплосодержание»[кДж]

8. Тепловой эффект реакции − теплота, выделяющаяся или поглощающаяся при химической реакции. Условия: • Т продуктов = Треагентов • не совершается никакой работы, кроме A=pΔV • V = const (изохорный процесс)QV= U2−U1= ΔUили p = const (изобарный процесс) Qp = U2−U1 + p(V2−V1) = (U2 + pV2)− (U1 + pV1) = H2−H1 =ΔH ΔH = ΔU + pΔV

9. Экзотермические реакции: Q > 0, ΔH < 0Эндотермические реакции: Q < 0, ΔH > 0 Экзотермический процесс Эндотермический процесс • Пьер ЭженМарселенБертло • «спонтанными могут быть только • экзотермические реакции».

10. Стандартная энтальпия образованияпростого вещества (устойчивой аллотропной модификации) при при стандартных условиях принята равной нулюСтандартные условия: p=105Па1атм ; Т = 298 К • двухатомные молекулы газообразных водорода или кислорода, • одноатомные благородные газы и т.п. • α - форма твердого урана, • β - форма (графит) для углерода, • жидкие ртуть и бром, • исключения – фосфор белый, β-олово (белое олово). Нуль отсчета - совокупность всех химических элементов в виде простых веществ, находящихся в наиболее устойчивых формах при 25 º С.

11. Стандартные энтальпии образования

12. CO2 ∆Н0 р-ии = 2,3 кДж -393,5 -395,8 ∆Н0f(Салм.)= 2,3 кДж/моль C(алмаз) C (графит) Энтальпии сгорания

13. Стандартная энтальпия образования соединения(ΔHf0) - энтальпия реакции образования 1 моль соединения из простых веществ в стандартном состоянии 4Na + O2 = 2Na2O; 2NaOH = Na2O + H2O; 2Na + 1/2O2 = Na2O 2H2(г)+О2(г) = 2Н2О(ж); H++ОH = Н2О(ж); H2(г)+1/2О2(г) = Н2О(ж); H2(г)+ 1/2О2(г) = Н2О(г) Н2Ож Н2Ог – 44кДж/моль H=44 кДж/моль

14. Энтальпия реакции зависит только от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути перехода её из одного состояния в другое. (Г.И.Гесс,1841 г.) Следствия:

15. Определение энтальпии реакции по данным значениям энтальпий образования Следствия: 1.Энтальпия реакции равна разности сумм энтальпий образования продуктов и исходных веществ реакции с учётом их стехиометрических коэффициентов. 2C (графит), 2 О2 ∆Н р-ии = - 566 кДж ∆Н сгор.(СО)= - 283 кДж/моль 2∙(-110,5) 2∙(-393,5) 2CO2 2CO + O2 Стандартные энтальпии образования

16. Определение энтальпии реакции по данным значениям энтальпий сгорания

17. 2. Энтальпия реакции равна разности сумм энтальпий сгорания исходных веществ и продуктов реакции с учётом их стехиометрических коэффициентов. 2CO2(г) ∆Н р-ии = - 221 кДж 2∙(-393,5) 2∙(-283,0) ∆Н f(СО)= - 110,5 кДж/моль 2CO(г) 2C(графит)+ O2(г) Энтальпии сгорания

18. Определение энтальпии реакции по данным значениям энергий связи

19. Энергия разрыва химических связей, кДж/моль 3.Энтальпия реакции равна разности сумм энергий связи исходных веществ и продуктов реакции с учётом их стехиометрических коэффициентов. ∆Н р-ии = - 188 кДж 2H(газ), 2Cl(газ) 2∙431,6 436,0+239,2 2HCI H2 + CI2 ∆Н f(HCl)= - 94 кДж/моль

20. Определение энтальпии гидратации по данным значениям энтальпий растворения CuSO4 (раствор) CuSO4 CuSO4∙5H2O 4. Энтальпия гидратации равна разности сумм энтальпий растворения безводной соли и кристаллогидрата.

21. Энтропия В изолированной системе самопроизвольно протекают только процессы, которые сопровождаются увеличением энтропии: S > 0 • 1872 – Л.Больцман: S=klnW • Энтропия идеального кристалла при абсолютном нуле равна 0. • Только 1 микросостояние W = 1  lnW = 0

22. So-? Н2О(ж.) = Н2О(г.) 3Н2 + N2 = 2NH3 BaCl2 (р-р) + Н2SO4 (р-р) = BaSO4 (тв.) + 2HCl(р-р)

23. Стандартные энтальпии образования и стандартные энтропии некоторых веществ

24. Условие самопроизвольного протекания реакции: ∆G<0 ∆G = ∆Н - T∆S (уравнение Гиббса) • ∆G<0 • ∆Н - T∆S <0 T >

25. ∆G<0 ∆G = ∆Н - T∆S So-? Go-? Ho-? MgO(k)+ CO2 (г)→ MgСO3(k) Al2O 3 (k)+3SO3 (ж)= Al2(SO4)3 (k) СаO(к) + CO2 (г) →СаСO3(к) • 2NO2 (г)= N2O4 (г) Go< 0 So< 0 Ho< 0

26. ? Go> 0 So< 0 Ho> 0 3O2(г)=2O3(г) N2 (г)+O2 (г)= 2NO (г) 6СO2(г) +6H2O(ж)= С6Н12О6(к)

27. N2 + 3H22NH3 ∆G0 = – R∙T∙lnK= – 2,303 R∙T∙lgK

28. Окислительно-восстановительные реакции в растворах Fe + Cu2+→ Cu + Fe2+ ≠

29. Окислительно-восстановительные реакции в растворах Ряд напряжений металлов

30. Окислительно-восстановительные реакции в растворах Fe + Cu2+→ Cu + Fe2+ ≠ φ0Cu2+/Cu = 0,34 B φ0Fe2+/Fe = -0,44 B ЭДС реакции >0 ∆G= – nFε – для ОВР