|
Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии |
|
|
Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии |
С элементами коллоидной химииСтр 1 из 20Следующая ⇒
Учебное пособие Рекомендовано Учебно-методическим объединением по
Екатеринбург 2018 УДК 54 (075.8) ББК 24я 73 0-64 Ермишина Е. Ю., Белоконова Н.А. Общая химия с элементами коллоидной химии // Учебное пособие. Екатеринбург: УГМУ, 2018, 340 с.
Учебное пособие по дисциплине Химия предназначено для студентов, обучающихся по основным образовательным программам высшего образования – программам специалитета области образования Здравоохранение и медицинские науки. Настоящее пособие содержит основные разделы общей химии, изложенные в соответствии с требованиями федеральных государственных стандартов высшего образования по специальностям области образования Здравоохранение и медицинские науки. К каждой теме прилагаются примеры тестовых заданий, разбитые на разделы в соответствии с порядком изложения темы и решения с эталонами ответов, расположенные в конце учебного пособия. Тестовые задания для самоконтроля усвоения знаний студентами по всем темам помещены в отдельном разделе в конце пособия. В приложении представлен обширный справочный материал. Пособие способствует усилению роли учащегося в собственном образовании, а также организации самостоятельной работы студентов по подготовке к занятиям с учетом компетентностного подхода.
УДК 54 (075.8) ББК 24я 73
Рецензент – профессор, д.х.н. Тхай В.Д.
Содержание ТЕМА I. ВИДЫ КОНЦЕНТРАЦИЙ. ЗАКОН 1.1. Моль. Молярная масса. Моль эквивалент. Молярная масса эквивалента. Расчет молярной массы эквивалента для атома и вещества. Фактор эквивалентности. 7 1.2. Растворы. Способы выражения концентрации растворов. 10 1.3. Закон эквивалентов. 12 ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ К ТЕМЕ I. 14 ТЕМА II. ТЕРМОДИНАМИКА.. 17 2.1. Основные понятия и определения. 17 2.2. Первое начало термодинамики. 20 2.3. Закон Гесса. следствия из него. 26 2.4. Второе начало термодинамики. Энтропия. 28 2.5. Энергия Гиббса и направление химических реакций. 33 ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ К ТЕМЕ II. 37 ТЕМА III. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ 42 3.1. Химическая кинетика. Скорость химической реакции и факторы, на нее влияющие 42 3.2. Химическое равновесие. 47 ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ К ТЕМЕ III. 50 ТЕМА IV. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. ИОННЫЕ РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ. ПОВЕДЕНИЕ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА. ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ 53 4.1. Понятие об электролитах и неэлектролитах. 4.2. Ионизация воды. Ионное произведение воды. 4.3. Сильные электролиты. Активность ионов. 61 ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ К ТЕМЕ IV. 63 ТЕМА V. БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ... 67 5.1. Основные понятия и определения. 67 5.2. Расчет рН буферных систем I типа. 69 5.3. Расчет рН и рОН буферных систем II типа. 69 5.4. Механизм буферного действия. 69 5.5. Расчет буферной емкости. 74 5.6. Оценка буферной емкости и буферное отношение. ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ К ТЕМЕ V. 76 ТЕМА VI. ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА 6.1. Осмотические свойства растворов. 84 6.2. Закон Рауля и следствия из него. Криоскопия. ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ К ТЕМЕ VI. 91 ТЕМА VII. ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ (ПР) 96 7.1. Понятие о произведении растворимости. 96 7.2. Насыщенные, ненасыщенные, пересыщенные растворы 7.3. Практическое применение ПР. Растворимость веществ. 99 7.4. Условия растворения осадков. 100 7.5. Совмещенные равновесия и конкурирующие процессы ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ К ТЕМЕ VII. 110 ТЕМА VIII. ПОВЕРХНОСТНЫЕ ЯВЛЕНИЯ. АДСОРБЦИЯ.. 113 8.1. Поверхностное натяжение: физический смысл, 8.2. Адсорбция на поверхности жидкости. Правило 8.3. Адсорбция на твердых сорбентах. 119 ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ К ТЕМЕ VIII. 125 ТЕМА IX. ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ... 129 9.1. Классификация дисперсных систем.. 129 9.2. Методы получения лиофобных коллоидов. 136 9.3. Строение коллоидной мицеллы.. 138 9.4. Двойной электрический слой и электрокинетические 9.5. Коагуляция лиофобных коллоидов. 143 9.6. Стабилизация золей. Коллоидная защита. ПРИМЕРЫ ТЕСТОВЫХ ЗАДАНИЙ К ТЕМЕ IX. 152 Тема Х. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ.. 161 10.1. Понятие о комплексных соединениях. 10.2. Классификация и номенклатура комплексных 10.3. Поведение комплексных соединений в растворе. 167 ПРИМЕРЫ ТЕСТОВЫХ ЗАДАНИЙ К ТЕМЕ Х. 169 ТЕМА XI. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ 173 11.1. Степень окисления. 173 11.2. Основные положения теории окислительно-восстановительных реакций (ОВР) 175 11.3. Типы окислительно-восстановительных реакций. 176 11.4. Методы составления ОВР. 177 11.5. Расчет молярной массы эквивалента окислителя и восстановителя 185 11.6. Стандартные электродные потенциалы. Направление протекания окислительно-восстановительных реакций 186 ПРИМЕРЫ ТЕСТОВЫХ ЗАДАНИЙ К ТЕМЕ XI. 188 ОТВЕТЫ К ТЕСТОВЫМ ЗАДАНИЯМ... 193 ТЕМА I. 193 ТЕМА II. 200 ТЕМА III. 207 ТЕМА IV. 210 ТЕМА V. 224 ТЕМА VI. 232 ТЕМА VII. 238 ТЕМА VIII. 253 ТЕМА IX. 261 ТЕМА Х. 268 ТЕМА XI. 274 ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ ОТВЕТЫ К ТЕСТОВЫМ ЗАДАНИЯМ ДЛЯ ПРИЛОЖЕНИЯ.. 314 РЕКОМЕНДУЕМАЯ ЛИТЕРАТУРА.. 338
ТЕМА I. ВИДЫ КОНЦЕНТРАЦИЙ. 1.1. Моль. Молярная масса. Моль эквивалент. Масса вещества m измеряется в г (кг) моль, ν (ню), – это единица количества вещества, которая содержит столько же структурных единиц (атомов, молекул, ионов), сколько атомов в 12 г изотопа углерода-12, т.е. 6, 02.1023. Количество вещества можно вычислить по формуле: ν = m/M. Молярная масса (М, г/моль) – это масса одного моля вещества. Из закона постоянства состава следует, что элементы соединяются друг с другом в строго определенных количественных соотношениях. Поэтому в химию были введены понятия моль эквивалент и молярная масса эквивалента: моль эквивалент, ν э (ню с индексом э) - это такое количество элемента или вещества, которое взаимодействует без остатка с 1 моль атомов водорода или замещает такое же количество атомов водорода в химических реакциях. Молярная масса эквивалента вещества (Х) (МЭ, г/моль экв) - это масса одного моль эквивалента вещества. Число моль эквивалентов можно вычислить по формуле: ν Э = m/ МЭ Молярная масса эквивалента вещества Х:
Молярная масса эквивалента кислоты рассчитывается как молярная масса кислоты, деленная на основность - число атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться на металл или ион NH4+ с образованием соли: Например, для одноосновных кислот, соляной НСl, азотной НNО3, уксусной СН3СООН и т.д. молярная масса эквивалента будет равна их молярной массе (т.к. z =1): МЭНСl = 36, 5/1 = 36, 5 г/моль экв;
Для двухосновных кислот, сернистой Н2SО3, серной Н2SО4, угольной Н2СО3, сероводородной H2S и т.д. молярная масса эквивалента равна их молярной массе, деленной на 2 (z=2):
Для трехосновной фосфорной кислоты Н3РО4 молярная масса эквивалента равна молярной массе, деленной на 3 (т.к z = 3):
Молярная масса эквивалента основания рассчитывается как молярная масса основания, деленная на кислотность - число групп ОН в основании, способных замещаться на кислотный остаток:
Например, для однокислотных оснований гидроксида натрия NаОН, гидроксида калия КОН и т.д. молярная масса эквивалента равна его молярной массе (т.к. z = 1): МЭNаОН = 40/1 = 40 г/моль экв; МЭКОН = 56/1 = 56 г/моль экв. Для двухкислотных оснований гидроксида кальция Са(ОН)2, гидроксида бария Ва(ОН)2 и т.д. молярная масса эквивалента равна его молярной массе, деленной на 2 (z = 2):
Молярная масса эквивалента соли рассчитывается как молярная масса соли, деленная на число катионов, умноженное на заряд катиона: Например, молярная масса эквивалента карбоната калия равна его молярной массе, деленной на 2 (число катионов), умноженное на 1 (заряд катиона) (т.к. z = 2.1 = 2):
Молярная масса эквивалента оксида рассчитывается как молярная масса оксида, деленная на число атомов кислорода, умноженное на 2 (валентность атома кислорода): Мэоксида= Например, молярные массы эквивалента оксидов фосфора Р2О3 и Р2О5 соответственно равны: Мэ Р2О3= 110/(3 ∙ 2) = 18, 3 г/моль экв Мэ Р2О5= 142/(5 ∙ 2) =14, 2 г/моль экв Молярные массы эквивалента химических соединений могут иметь переменные значения в зависимости от характера превращения в реакциях. Тот факт, что одно и то же вещество может иметь различный фактор эквивалентности в различных реакциях, особенно наглядно можно видеть на примере взаимодействия многоосновных кислот с основаниями. Например, возьмем взаимодействие фосфорной кислоты с гидроксидом калия. При этом может образовываться либо средняя соль, либо кислые соли. При этом фактор эквивалентности фосфорной кислоты имеет различные значения. Н3РО4 + 3КОН→ К3РО4 + 3Н2О
Н3РО4 + 2КОН→ К2НРО4 + 2Н2О
Н3РО4 + КОН→ КН2РО4 + Н2О
1.2. Растворы. Способы выражения Раствор − это гомогенная система переменного состава, состоящая из двух и более компонентов. Обязательными компонентами раствора (р-ра) являются растворитель (р-ль) и растворенное вещество (р.в.) Важнейшей характеристикой раствора является концентрация, т.е. относительное содержание каждого из компонентов раствора. Существуют следующие наиболее часто употребляемые способы выражения концентрации раствора: массовая доля, молярная (молярность), молярная концентрация эквивалента (нормальность), моляльная (моляльность), титр и мольная доля. Каждый способ выражения концентрации имеет свои преимущества для определенных целей. Все способы выражения растворов представлены в таблице.
Виды концентраций
Закон эквивалентов Этот закон используют при решении задач на взаимодействие веществ в растворах. Если представить протекающую в растворе реакцию в общем виде как вещество1 + вещество2 → продукты, то закон эквивалентов запишется следующим образом: ν эв-ва1 = ν э в-ва2, где ν э в-ва1 и ν э в-ва2 – число моль эквивалентов вещества 1 и вещества 2 соответственно. Формулировка закона эквивалентов : вещества взаимодействуют друг с другом равным числом моль эквивалентов. Алгоритм решения задач на закон эквивалентов (взаимодействие веществ) следующий: 1) записать уравнение реакции: вещество1 + вещество2 → продукты, 2) записать закон эквивалентов ν эв-ва1 = ν э в-ва2, 3) выразить число моль эквивалентов взаимодействующих веществ по одной из трех формул в зависимости от условий задачи. Если в задаче дана масса вещества или ее надо найти, то число моль эквивалентов выражают формулой: где mр.в. – масса вещества, г; Мэ – молярная масса эквивалента данного вещества, г/моль экв. Если в задаче дана молярная концентрация эквивалента Сэ какого-либо вещества, или ее надо найти, то число моль эквивалентов выражают формулой: ν э= Сэ .Vр-ра(л), (2) где Сэ– молярная концентрация эквивалента в моль экв/л, Vр-ра – объем раствора в литрах. Если в задаче дан титр какого-либо раствора Т, или его надо найти, то число моль эквивалентов выражают формулой: где Т– титр раствора, г/мл, Vр-ра – объем раствора, мл. Мэ – молярная масса эквивалента данного вещества, г/моль экв. 4) с использованием указанных формул составить выражение состояния эквивалентности при взаимодействии растворов. Возможные состояния эквивалентности в зависимости от условий задачи приведены в таблице.
5) найти из выражения состояния эквивалентности неизвестную величину в зависимости от условий задачи. Задачи подобного типа (на состояние эквивалентности) решаются при выполнении объемного (титриметрического) метода анализа раствора с неизвестной концентрацией. ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ К ТЕМЕ I.
Выберите один правильный ответ 1. ФАКТОР ЭКВИВАЛЕНТНОСТИ КОН В КИСЛОТНО-ОСНОВНЫХ РЕАКЦИЯХ ИОННОГО ОБМЕНА МОЖЕТ ПРИНИМАТЬ ЗНАЧЕНИЕ 1) 2 2) ⅓ 3) 1 4) ¼ 2. ФАКТОР ЭКВИВАЛЕНТНОСТИ НСl В КИСЛОТНО-ОСНОВНЫХ РЕАКЦИЯХ ИОННОГО ОБМЕНА МОЖЕТ ПРИНИМАТЬ ЗНАЧЕНИЕ 1) 1 2) ⅓ 3) ½ 4) ¼ 3. фактор эквивалентности азотной кислоты не равен единице В РЕАКЦИИ 1) 2HNO3 + Ca(OH)2 → Ca(NO3)2 + 2H2O 2) HNO3 + Ca(OH)2 → CaOHNO3 + H2O 3) HNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O 4) HNO3 + Mg → Mg(NO3)2 + N2O + H2O
4. фактор эквивалентности фосфорной кислоты равен ½ В РЕАКЦИИ 1) Н3РО4 + 3NaОН → Na3РО4 + 3Н2О 2) Н3РО4 + 2NH3 → (NH4)2HPО4 3) Н3РО4 + 3NH3 → (NH4)3PО4 4) Н3РО4 + NaОН → NaН2РО4 + Н2О
5. Величина молярной массы эквивалента выше для кислоты 1) НСl 2) Н2SО4 3) Н2SО3 4)НNО3
6. Величина молярной массы эквивалента выше для оксида 1) CuO 2) Al2O3 3) CO 4) P2O5 7. Молярная концентрация раствора измеряется в единицах 1) моль∙ кг- 2) моль∙ л- 3) мольн. % 4) безразмерная величина
8. Молярная концентрация совпадает с молярной концентрацией эквивалента для раствора 1) NaOH 2) Na2CO3 3) H2SO4 4) ВаС12
9. Масса хлорида кальция, которая содержится в 2 г раствора с 1) 0, 2 г 2) 2 г 3) 20 мг 4) 1 г
10. Молярная концентрация раствора, в 100 мл которого содержится 18 г глюкозы, равна 1) 18 2) 1 3) 0, 1 4) 1, 8 11. Молярная концентрация эквивалента в моль экв/л раствора HCl, если на взаимодействие с 20 мл HCl идет 8 мл КОН с титром 0, 035 г/мл, равна 1) 14 2) 4 3) 0, 25 4) 0, 00025
12. Молярная концентрация эквивалента серной кислоты в моль экв/л, если на взаимодействие с 65 мл раствора серной кислоты пошло 16, 25 мл раствора гидроксида натрия с Сэ = 0, 1 моль экв/л, равна 1) 0, 025 2) 40 3) 2, 5 4) 0, 4 13. Для нейтрализации 5 мл раствора серной кислоты потребовалось 4, 78 мл раствора гидроксида натрия с Сэ = 0, 1012 моль экв/л. Титр кислоты равен 1) 4, 74 2) 0, 0493 3) 0, 00474 4) 0, 000049
14. Объем в мл раствора нитрата серебра, кото-рый требуется для осаждения 7, 45 г хлорида калия из его раствора. 1) 0, 03 2) 3 3) 333, 3 4) 30 15. ОБЪЕМ КОНЦЕНТРИРОВАННОЙ Н2SО4 (ω =36, 8%, ρ =1, 25г/мл), НЕОБХОДИМЫЙ ДЛЯ ПРИГОТОВЛЕНИЯ 100 мл РАСТВОРА С Сэ=0, 1 моль экв/л, РАВЕН
Ответы к тесту на стр. 193 Тестовые задания для самоконтроля по теме I на стр. 289 Ответы к тестовым заданиям для самоконтроля по теме I на стр. 313 ТЕМА II. ТЕРМОДИНАМИКА 2.1. Основные понятия и определения Термодинамика – наука о взаимных превращениях одних форм энергии в другие в равновесных системах. Термодинамика базируется на трех основных законах, называемых началами термодинамики. Предметом изучения в термодинамике является система. Термодинамическая система – это тело или группа тел, мысленно или физически выделяемая из окружающей среды. Это может быть, например, газ в цилиндре с поршнем, раствор соли, кристаллы сахара и т.д. Особенность систем, рассматриваемых в термодинамике, заключается в том, что они состоят из большого числа частиц – молекул или атомов. Термодинамика рассматривает явления, обусловленные совокупным действием огромного числа непрерывно движущихся молекул или других частиц, из которых состоят окружающие нас тела. В термодинамических системах возможен теплообмен и диффузия между ее составными частями. Так термодинамическая система взаимодействует со средой, внешней по отношению к системе; она может получать или отдавать теплоту и совершать работу над системой. Изолированными называют такие системы, которые не обмениваются массой и энергией с окружающей средой. Открытыми называются системы, которые обмениваются массой и энергией с внешней средой. Величины, определяющие состояние системы, называются ее параметрами. Термодинамические параметры являются макроскопическими признаками, знание которых необходимо для того, чтобы считать описание системы достаточно полным. Например, для газов, находящихся в разреженном состоянии, такими параметрами будут давление, объем, температура и концентрация. В более сложных системах для характеристики приходится указывать, например, поверхностное натяжение, поляризацию, намагниченность. Макроскопические параметры, которые определяются внешними телами, называют внешними параметрами; те же, которые зависят от состояния частиц внутри системы, называют внутренними параметрами. Пример внешнего параметра – объем системы; пример внутреннего – давление, т.к. оно зависит от поведения частиц, входящих в систему. В термодинамике принимают, что внутренние параметры зависят от внешних. Изменение термодинамических параметров состояния системы приводит к возникновению термодинамического процесса. Процесс, протекающий при постоянной температуре, называется изотермическим , при постоянном давлении – изобарным, при постоянном объеме – изохорным. Все множество термодинамических систем распределяют на два класса - гомогенные и гетерогенные. Гомогенные – это такие системы, внутри которых свойства меняются непрерывно при переходе от одного места к другому, другими словами, свойства которых одинаковы в любой точке. Это физически однородные системы, имеющие одинаковые физические свойства в любых произвольно выбранных частях, равных по объему. Например, смеси различных газов и растворы как жидкие, так и твердые. Гетерогенными называются системы, которые состоят из нескольких физически однородных или гомогенных частей, отделенных поверхностью раздела, при переходе через которую скачком изменяются какие-либо свойства. Другими словами, которые имеют границу раздела фаз. Примеры гетерогенных систем: вода – лед, вода – пар, смесь аллотропных модификаций одного и того же вещества (серое и белое олово), водный раствор соли – осадок. Всякая термодинамическая система состоит из огромного числа частиц. Энергия этих непрерывно движущихся и взаимодействующих частиц называется энергией системы. Полная энергия системы разделяется на внешнюю и внутреннюю. Часть энергии, состоящая из энергии движения системы как целого и потенциальной энергии системы в поле внешних сил, называется внешней энергией. Остальная часть энергии системы называется внутренней энергией. В термодинамике не рассматриваются движение системы как целого и изменение ее потенциальной энергии при таком движении. Поэтому энергией системы является ее внутренняя энергия, которая состоит из энергии разных видов движения и взаимодействия входящих в систему частиц: энергия поступательного и вращательного движений молекул и колебательного движения атомов, энергия молекулярного взаимодействия, внутриатомная энергия заполненных электронных уровней, внутриядерная энергия и др .(физический смысл внутренней энергии) Внутренняя энергия (U) зависит от внешних параметров и температуры. С увеличением температуры внутренняя энергия тоже увеличивается. Это происходит потому, что каждая молекула или какой-либо другой элемент термодинамической системы может иметь сколь угодно большое значение энергии. При взаимодействии термодинамической системы с окружающей средой происходит обмен энергией. При этом возможны два различных способа передачи энергии от системы к внешним телам. Первый способ передачи энергии, связанный с изменением внешних параметров, называется работой, второй способ – без изменения внешних параметров, но с изменением нового термодинамического параметра (энтропии) – теплотой, а сам процесс передачи энергии – теплообменом. Теплота – форма передачи энергии от одного тела к другому путем непосредственного молекулярного взаимодействия, т.е. посредством обмена энергией между хаотически движущимися частицами обоих тел. Энергия, переданная системой с изменением ее внешних параметров, также называется работой (А) (а не количеством работы), а энергия, переданная системе без изменения ее внешних параметров, – количествомтеплоты Q. Работа А и количество теплоты Q имеют размерность энергии (Дж). И работа, и теплота не являются видами энергии: они представляют собой два различных способа передачи энергии и характеризуют процесс энергообмена между системами. Работа А и количество теплоты Q отличны от нуля только при процессе, который испытывает система; состоянию же системы не соответствует какое-либо значение А или Q, поэтому бессмысленно говорить о запасе теплоты или работы в теле. Состояние системы – совокупность независимых макроскопических параметров. Величины, не зависящие от предыстории системы и полностью определяемые ее состоянием в данный момент (т.е. совокупностью независимых параметров), называются функциями состояния. Функции состояния не зависят от того, каким путем система пришла в данное состояние, т.е. не зависят от пути. Изменение такой функции определяется только начальным и конечным состояниями системы. Общая особенность таких функций в том, что их изменение в круговом процессе равно нулю. К функциям состояния относятся внутренняя энергия ∆ U, энтальпия ∆ Н, энтропия S, энергия Гиббса или изобарно-изотермический потенциал ∆ G. Первое начало термодинамики Первое начало термодинамики является математическим выражением количественной стороны закона сохранения и превращения энергии. Открытие эквивалентности теплоты и работы, т.е. обнаружение того, что превращение теплоты в работу и работы в теплоту осуществляется всегда в одном и том же строго постоянном количественном соотношении, позволило заключить, что система обладает особым свойством, которое позднее было названо внутренней энергией. Если система переходит из состояния I в состояние II, поглощая количество теплоты Q и производя работу А, то каковы бы ни были значения А и Q, т.е. по какому бы пути ни происходило изменение состояния, разность Q-A остается постоянной и от пути не зависит. Если же система в результате кругового процесса вернулась в исходное состояние, то между поглощенной теплотой и совершенной работой (или соответственно между отданной теплотой и произведенной над системой работой) обнаруживается постоянное соотношение 1 кал = 4, 18 Дж. Разность Q-A есть изменение внутренней энергии системы U2 – U1 = Q – A: Δ U = Q – A Независимость ее от пути указывает на то, что функция U представляет собой функцию состояния. Внутренняя энергия считается положительной (Δ U > 0) когда система получает энергию и отрицательной (Δ U < 0) – когда теряет. Если теплота поступает в систему или работа совершается над системой, то они положительны, если наоборот – отрицательны. В отличие от внутренней энергии теплота и работа в общем случае зависят от пути; А и Q функциями состояния не являются: теплота и работа представляют собой формы передачи энергии. Перепишем уравнение и получим математическое выражение первого начала термодинамики: Q = Δ U + A Формулировка первого начала термодинамики: тепло, подводимое к системе, расходуется на увеличение внутренней энергии и на совершение работы против внешних сил. По конечному состоянию системы нельзя определить, что повлияло на изменение внутренней энергии: теплота или работа – эти «вклады» обезличиваются. Внутренняя энергия «хранится» в виде кинетической энергии движения атомов, ионов и молекул; потенциальной энергии химических связей; внутриядерных сил и т.д. Таким образом, первый закон термодинамики является по существу законом сохранения энергии применительно к процессам, связанным со взаимными превращениями теплоты и работы. Другая формулировка первого закона термодинамики: внутренняя энергия изолированной системы постоянна. Внутренняя энергия является свойством системы и зависит только от ее состояния (иными словами, это функция состояния системы). Хотя невозможно определить абсолютное значение внутренней энергии, для термодинамики важно знать ее изменение Δ U в конкретном процессе. Величина А обозначает любой вид работы; в химической термодинамике чаще всего рассматривается работа расширения, направленная против внешнего атмосферного давления Р. А = р Δ V или А = Δ ν RT Тогда математическое выражение первого закона термодинамики можно записать так Q = Δ U + р Δ V Теплота и работа, в отличие от внутренней энергии, не являются свойствами системы. Они характеризуют только процесс передачи энергии. Передача теплоты или совершение работы осуществляется при взаимодействии системы с окружающей средой. При этом работа является количественной мерой передачи упорядоченного движения, а теплота – неупорядоченного, хаотического движения молекул. До начала процесса или после его завершения нельзя говорить о том, что в системе содержится теплота или работа. Особенно наглядно это видно на примере химических процессов. Теплота, выделяющаяся в ходе реакции, не содержится в исходных веществах (теплоты, возникающей при горении топлива, в самом топливе нет). Откуда же она берется?
Тепловые эффекты химических реакций.
QV = Δ U + р Δ V = Δ U QV = Δ U (3.1) Т.е. теплота, подводимая к системе при постоянном объеме равна изменению внутренней энергии. QV = Δ U –это математическое выражение первого закона термодинамики в изохорном процессе. Однако чаще химические реакции проводят в открытых сосудах, т.е. при практически постоянном атмосферном давлении. В нашем примере мы можем ставить на поршень гирьки, чтобы сохранить постоянное давление, тогда тепло, подводимое к системе при постоянном давлении Qp (читается «ку пэ») расходуется на изменение внутренней энергии и на совершение работы расширения: Qp = Δ U + p Δ V Учтем, что Δ U = U2 – U1 и Δ V = V2 – V1: Qp = U2 – U1 + p(V2 – V1). Соберем члены уравнения с одинаковым индексом в скобки: Qp = (U2 + pV2) – (U1 + pV1)=Н2-Н1=∆ H Полученное выражение можно упростить, если воспользоваться термодинамической функцией, которая называется энтальпией. Ее обозначают Н (читается «аш») и определяют, как: ∆ H = ∆ U + p∆ V (3.2) Таким образом, теплота, подводимая к системе при постоянном давлении равна изменению энтальпии: Qp = Δ H ∆ H = ∆ U + p∆ V или Qp = Δ H - это математическое выражение первого закона термодинамики в изобарном процессе. Рассматривая нашу систему, состоящую из газа, находящегося в цилиндре с поршнем, легко заметить, что энтальпия равна общей энергии расширенной системы (физический смысл энтальпии), т.е. сумме внутренней энергии и потенциальной энергии поднятого поршня. |
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2019-10-24; Просмотров: 287; Нарушение авторского права страницы
-фактор эквивалентности, величина, показывающая какая доля реальной частицы вещества, соответствует одному иону водорода в кислотно-основной реакции или одному электрону в окислительно-восстановительной реакции. 
; 
= 82/2 = 41 г/моль экв; 
= 98/2 = 49 г/моль экв; 
= 62/2 = 31 г/моль экв; 
= 34/2 = 16 г/моль экв
= 98/3 = 32, 7г/моль экв.
= 74/2 = 37 г/моль экв; 
= 171/2 = 85, 5 г/моль экв.
= 138/2∙ 1 = 69 г/моль экв.
Моксида
, т.к. одной молекуле кислоты в данной кислотно-основной реакции соответствует 3 иона водорода.
, т.к. одной молекуле кислоты в данной кислотно-основной реакции соответствует 2 иона водорода.
, т.к. одной молекуле кислоты в данной кислотно-основной реакции соответствует 1 ион водорода.
mp-pa = mр.в.+ mр-ля
(1)
, (3)
10 %, равна
= 0, 3 моль экв/л, равен
Теплота, которая выделяется (или поглощается) при протекании химической реакции, называется ее тепловым эффектом. Однако, для точного определения теплового эффекта необходимо соблюдение некоторых условий. Прежде всего, нужно, чтобы система не совершала никакой работы кроме расширения. Для наглядности используем следующую модель. Возьмем цилиндр с поршнем, заполненный идеальным газом (т.е. таким газом, в котором нет взаимодействия между молекулами). Поршень может подниматься при расширении газа и его можно зафиксировать, чтобы сохранить постоянным объем. Из уравнения (2.3) первого начала следует, что теплота может приобрести свойства функции состояния, если объем или давление будут оставаться постоянными. Если реакция протекает при постоянном объеме (в нашей модели мы ставим «заглушку» на поршень), то Δ V = V2 – V1 = 0 и работа расширения тоже будет равна нулю: А = р Δ V = 0. Тогда, обозначив теплоту, подводимую к системе при постоянном объеме через QV (читается «ку вэ»), получим: