Отправляет email-рассылки с помощью сервиса Sendsay

Как сдать ЕГЭ по химии?

Подписаться Бесплатная «Серебряная» новостная рассылка . Подписчиков 68 RSS
←   Февраль 2011   →
 1
 2
 3
 4
 5
 6
 7
07.02.2011
16:00:01
16:11:45
 8
 9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28


За последние 60 дней ни разу не выходила


Сайт рассылки: http://mihail-barmin2010.narod.ru/
Открыта: 20-05-2010
Адрес автора: job.education.khimia4ege-owner@subscribe.ru

Автор
mik2005

Статистика

68 подписчиков
0 за неделю
←   Все выпуски   →

Как сдать ЕГЭ по химии? Лекция 6 (начало)


Девиз: ВСЕ В ПРИРОДЕ СТРЕМИТСЯ К МИНИМУМУ
ПОТЕНЦИАЛЬНОЙ ЭНЕРГИИ.
ВСЕЛЕННАЯ РАСШИРЯЕТСЯ.
ЛЕКЦИЯ 5
ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ.
ТЕРМОХИМИЯ, ТЕРМОДИНАМИКА
План:
1. Общие закономерности протекания химических процессов.
2. Законы термохимии.
3. Принцип Бертло.
4. Энтропия.
5. Энергия Гиббса.
Общая энергия Е любой молекулярной системы равняется
Е = Ек + Еп + U,
где Ек – кинетическая;
Еп – потенциальная;
U – внутренняя энергия системы.
Под внутренней энергией и понимают совокупность энергии
электрона, колебаний ядер, вращательную и сумму энергий их
взаимодействий.
В настоящее время не существует теоретических и экспери-
ментальных методов определения внутренней энергии любой сис-
темы. Можно определить с помощью различных физических и хи-
мических методов только лишь изменение внутренней энергии.
Известно, что в процессе химических реакций происходит
выделение или поглощение энергии. В этих случаях теплота
реакции, в соответствии с первым началом термодинамики,
расходуется, как на совершение работы, так и на изменение
внутренней энергии.
Q = ΔU + A
Изменение внутренней энергии не зависит от способа про-
ведения процесса, а зависит от начального и конечного состо-
яния системы.
1) Все химические процессы проходят или при постоянном
давлении или при постоянном объеме.
При Р = const: Qp = ΔU +pΔV = (U2 –U1 ) + p(V2 – V1)
Qp = (U2 – pV2) – (U1 + pV1), где U + pV = H – энтальпия
ΔH – представляет собой функцию состояния вещества, на-
зываемого энтальпией и характеризует теплосодержание сис-
темы .
Qp = H2 – H1 = ΔH
Тепловой эффект реакции для процессов, происходит при V
= const, равен изменению внутренней энергии (т.к. ΔV = 0).
При V= const: Qv = ΔU
В настоящее время наряду с существовавшей ранее термо-
химической шкалой широко используется термодинамическая
шкала, которая учитывает изменение внутренней энергии сис-
темы, т.е. если внутренняя энергия системы повышается (эн-
дотермический процесс), то значит изменение энтальпии по-
ложительно, т.е. ΔН>0. Если внутренняя энергия уменьшается
(экзотермический процесс), ΔН<0.
В термохимической и термодинамической шкале знаки про-
тивоположны. Для проведения различных термохимических
расчетов используют стандартные значения энтальпии или
стандартное изменение энтальпии (ΔH, ΔH298 ). Стандартные
условия: концентрация 1 моль/ л, р = 101,3 Кпа, Т = 298 K
Основные законы термохимии :
Первый в термохимии закон был сформулирован одновре-
менно двумя исследованиями двух ученых и называется зако-
ном Лавуазье–Лапласа.
Тепловой эффект образовавшегося химического соединения
равен тепловому эффекту его разложения, но с обратным знаком.
Теплотой образования химического соединения называется
изменение энтальпии при образовании 1 моль химического соеди-
нения из элементов
Са(тв) + С(тв) + 1,5 О2(г) = CaCO3 (тв)
ΔН298 = -1207 кДж/моль
Другой важной характеристикой термохимических величин
является теплота сгорания химического соединения. Теплота
сгорания представляет собой изменение энтальпии при полном
окислении 1 моля химического соединения.
С6H6(ж.) + 7,5 O2(г) = 6СО2(г) + 3Н2О(ж);
ΔН298 =-3280 кДж/моль.
78 79
Энтальпии химических соединений (стандартное значение)
обычно определяют экспериментально или вычисляют в соот-
ветствии со II законом термохимии.
Закон Гесса :
Тепловой эффект реакций зависит только от начального и ко-
нечного состояния системы, но не зависит от пути протекания ре-
акций.
ΔH = ΔH1 + ΔH2
1) C(т.) + О2(г.) → СО2(г.) ΔН298 = -393,5 кДж/моль
2) C(г.) + 0,5О2(г.) → СО(г.) ΔН298 = -110,5 кДж/моль
3) CО(г.) + 0,5О2(г.) → СО2(г.) ΔН298 = -283 кДж/моль
1) = 2) + 3) = -393,5 = -110,5 + (-283,0)
С помощью закона Гесса возможно определение тепловых эф-
фектов реакций и теплот образования химических соединений в
тех случаях, когда проведение таких процессов или получение ве-
ществ в силу различных причин невозможно.
Из закона Гесса вытекают 2 следствия:
1) теплота образования химического соединения не зависит от
способа его получения;
2) стандартный тепловой эффект реакции равен сумме стан-
дартных теплот образования конечных продуктов за вычетом
стандартных теплот образования исходных продуктов.
Направленност ь химических процессов
В химии известны процессы самопроизвольно вытекающие
при нормальных условиях
O3 = O2 + O
Na2O + CO2 = Na2CO3
Zi2O + CO2 = Zi2CO3
CaO + H2O = Ca(OH)2
2H2O2 → 2H2O + O2
В этих случаях могут протекать химические реакции, и воз-
можно устойчивое состояние молекул дает эмпирический при-
нцип Бертло;
Все химические системы стремятся сократить запас внут-
ренней энергии до минимального значения
Существование озона и перекиси водорода представляют
как ложно равновесные системы, поскольку O2 и H2O обладают
минимальными затратами энергии. Однако для того, чтобы на-
чалось разложение этих веществ в сторону образования более
устойчивых молекул, нужно подвести энергию извне, задать
энергию активации.
Однако принцип Бертло выполняется не во всех случаях.
Известны реакции, для которых процессы взаимодействия
происходят с повышением внутренней энергии.
H2 + J2 ↔ 2HJ; H298 = 6 кДж/моль
Кроме того, при высоких температурах начинают проходить
реакции, которые запрещены принципом Бертло.
4. Микросостояние системы оценивается параметрами от-
дельных частиц. Макро состояние системы оценивается усред-
ненными параметрами этих частиц
I II III
A B A B A B
1, 2, 3, 4 1 , 2, 3    4 1 ,2    3 ,4
1 , 2, 4 3    1 ,3    2 ,4
1 , 3, 4 2    1 ,4 2 ,3
2 , 3, 4 1    2 ,3    1 ,4
2 ,4 1 ,3
3 ,4 1 ,2
Таким образом, в результате возможного распределения час-
тиц: для 1 макросостояния системы реализуется только одно
состояние микросистемы; II макро состояние описывается че-
тырьмя состояниями; III макросостояние соответствует 6 мик-
росостояниям.
Число возможных микросостояний, характеризующих
данное состояние макросистемы, называется термодина-
мической вероятностью макросостояния (w).Тогда функция
S = kln называется энтропией системы, где k – постоянная Бо-
льцмана; k = R/NA.
Рассматривая физические процессы растворения химичес-
ких веществ, диффузии, испарения, видим, что во всех случа-
ях происходит увеличение числа возможных микросостояний
В избранное