Основные понятия химии. Основы химической термодинамики Химический факультет

Химический факультет
Химия
Основные понятия химии.
Основы химической
термодинамики
Лектор: доц. Баян Е.М.
1
Содержание курса: «Химия»
для студентов, обучающихся по направлению
020800 – «Экология и природопользование»
Модуль 1.
Закономерности
протекания ХР
Модуль 2.
Химия
растворов
Модуль 3.
Химия элементов,
основы анализа и
экологическая химия
Экзамен
УЧЕБНАЯ КАРТА ДИСЦИПЛИНЫ
№
Виды контрольных
мероприятий
Текущий контроль
1 Работа на лекциях
2 Лабораторная работа
(выполнение, отчет)
Рубежный контроль
Тестирование
Экзамен
Сумма баллов
85-100
71-84
60-70
31-59
Менее 31
Количество Модуль 1 Модуль 2 Модуль 3
баллов за 1
Количество баллов по модулю
мероприятие
35:
0,5
2
45:
15
20
2
2
1
8
10
12
15
15
15
Оценка
5 (отлично)
4 (хорошо)
3 (удовлетворительно)
2 (неудовлетворительно с возможной пересдачей)
2 (неудовлетворительно с повторным изучением)
Рекомендации:
1. Уважать себя и окружающих
2. Посещать все лабораторные
работы и лекции по химии
3. Стремиться понять
материал лекции
4. Для самоподготовки
использовать различные
источники информации
Перечень рекомендуемых
источников информации:
1. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. Л.: Химия,
1988. 272 с.
2. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов. М.:
Интеграл-Пресс, 2004. 728 с.
3. Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. - М.: Высшая
школа, 2004.
4. Л.М.Лобас, Е.М.Баян, А.С.Пахомов. Лекции по общей химии:
Методическое пособие. Ростов-на-Дону: УПЛ РГУ, 2005. 36 с.
5. Е.М. Баян, Б.С.Медведев. Учебное пособие для подготовки к
занятиям по ХИМИИ по модулям «Закономерности протекания
химических реакций», «Химия растворов» – Ростов-на-Дону:
типография ЮФУ, 2011. – 44 с.
6. Е.М. Баян, Б.С.Медведев. Учебное пособие для подготовки к
занятиям по ХИМИИ по модулям «Строение атома и химическая
связь», «Химия элементов» – Ростов-на-Дону: типография ЮФУ,
2011. – 40 с.
Перечень рекомендуемых
источников информации:
В библиотеке ЮФУ:
7. Баян Е.М., Чернышев А.В. Учебное пособие «ОСНОВЫ АНАЛИЗА
И ЭКОЛОГИЧЕСКАЯ ХИМИЯ» – Ростов-на-Дону: типография ЮФУ,
2013. – 36 с.
8. Б.С.Медведев, Е.М.Баян. Решение заданий по химии по модулям:
«Закономерности протекания химических реакций», «Химия
растворов». Учебное пособие. Ростов-на-Дону: УПЛ ЮФУ, 2009. 44 с.
9. Медведев Б.С., Баян Е.М. Учебное пособие по решению заданий
по химии по модулям: «Строение атома и химическая связь»,
«Химия элементов с основами анализа и химическая экология» для
студентов 1 курса дневного отделения геолого-географического
факультета. – Ростов-на-Дону: типография ЮФУ, 2010. – 44 с.
Учебно-методические ресурсы на сайте ЮФУ:
http://sfedu.ru/www/umr.umr_show
ПРЕДМЕТ ХИМИИ
• Химия - одна из отраслей естествознания, предметом
изучения которой являются химические элементы
(атомы), образуемые ими простые и сложные
вещества (молекулы), их превращения и законы,
которым подчиняются эти превращения. (БСЭ)
• Химия  наука о веществах, их строении, свойствах и
превращениях.
Для чего химия нужна экологу?
Атомно-молекулярное учение
1. Все вещества состоят из молекул.
Молекула - наименьшая частица вещества, обладающая
его химическими свойствами. Молекулы нейтральны.
Молекулы: одноатомные (аргон Ar), двухатомные (O2, H2,
N2, Cl2), трёхатомные (H2O, CO2) и
многоатомные (C12H22O11).
2. Молекулы состоят из атомов.
Атом - наименьшая частица химического элемента,
сохраняющая все его химические свойства. Различным
элементам соответствуют различные атомы.
3. Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении;
между ними существуют силы притяжения и отталкивания.
Вспомните понятия: химический элемент, химическая
формула, химическая реакция, химическое уравнение,
количество вещества, моль, молярная масса
Классификация химических реакций
(NH4)2Cr2O7  Cr2O3+4H2O+N2
2Hg(SCN)2  2HgS+CS2 + C3N4
2KI + Pb(NO3)2  2KNO3 + PbI2
2Н2 + O2  2Н2O
CuSO4+Fe  FeSO4+Cu
Изображение с сайта: http://castle.pri.ee/?page_id=660
ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ.
ЭНТАЛЬПИЯ. ЭНТРОПИЯ.
ЭНЕРГИЯ ГИББСА.
НАПРАВЛЕНИЕ ПРОТЕКАНИЯ
ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Термодинамика – наука о превращениях различных форм
энергии и законах этих превращений.
Особенность термодинамики: она не дает информации о
строении веществ и о механизме процессов, но при этом по
термодинамическим данным можно судить о реакционной
способности веществ.
Термодинамическая система
Гомогенная
(однофазная)
Фаза - гомогенная часть
системы, отделенная от
других поверхностью
раздела
Гетерогенная
(многофазная)
Термодинамическая система (ТДС) – вещество или
совокупность веществ, мысленно или физически
ограниченная от окружающей среды
.
Открытая ТДС
(Обмен с ОС
веществом и
энергией)
Закрытая ТДС
(обмен с ОС
только
энергией)
Изолированная ТДС
(нет обмена с ОС
веществом и
энергией)
Приведите примеры различных ТДС
Основные понятия химической
термодинамики
Состояние системы – совокупность всех физических и
химических свойств системы.
Параметры состояния: Т, р, V, С и др.
Функции состояния – это ТД-функции, значения которых
зависят только от начального и конечного состояния
системы и не зависят от пути протекания.
Функциями состояния являются:
U – внутренняя энергия системы
Н - энтальпия
S - энтропия
G – энергия Гиббса
I начало (закон) термодинамики
изменение внутренней энергии ∆U системы (ТДС)
представляет собой разность между притоком тепла в
систему Q и совершенной системой работой А.
∆U = U2 – U1 = Q – А
1. Изохорный процесс:
реакция протекает без изменения объема
(закрытый сосуд): V=соnst, ∆V=0, Т = соnst.
А = р·∆V = 0,
По I началу ТД: QV = ∆U – А = ∆U = U2 – U1
QV = ∆U
Тепловой эффект реакции в изохорном
процессе является мерой изменения
внутренней энергии.
I начало (закон) термодинамики
изменение внутренней энергии ∆U системы (ТДС)
представляет собой разность между притоком тепла в
систему Q и совершенной системой работой А.
∆U = U2 – U1 = Q – А
2. Изобарный процесс (большинство процессов)
реакция протекает с изменением объема при р,Т=соnst
Qр = ∆U + А = ∆U + р·∆V = (U2 – U1) + р (V2 – V1) или
Qр = (U2 + р·V2) – (U1 + р·V1)
U + р·V=Н
Qр = Н2 – Н1 = ∆Н,
энтальпия
Qр = ∆Н
Тепловой эффект реакции в изобарном процессе
является мерой изменения энтальпии.
Стандартные условия
Тепловой эффект реакции Q, ∆Н, U зависят от давления и
температуры, поэтому их сравнивают в
стандартных условиях: Т = 298,15 К, р=101,325 кПа.
Стандартный тепловой эффект (стандартная
энтальпия) реакции (∆Н0f) - тепловой эффект реакции при
стандартных условиях.
Стандартный тепловой эффект реакции рассчитывают
с помощью стандартных энтальпий образования.
Энтальпия образования вещества (∆Н0обр.) – тепловой
эффект образования одного моля вещества из простых
веществ, находящихся в стандартном состоянии.
Энтальпия образования простых веществ, устойчивых в
стандартных условиях, принимается равной нулю.
Стандартное состояние – устойчивое состояние вещества
при стандартных условиях (С графит, Сера ромбическая)
Термохимические уравнения
С (графит) + О2 (г.) = СО2 (г.) + 393,52 кДж/моль
С(тв.) + 2H2(г.) = CH4(г.) + 74,9 кДж/моль
½ H2(г.) + ½ I2(г.) = HI(г.) + Q
А(тв.) + 2В(г.) = C(г.) + Q
4NH3(г.) + 3O2(г.) → 2N2(г.) + 6H2O(ж.), ΔН=-1531 кДж
А(тв.) + 2В(г.) = C(г.), ΔН
В термохимических уравнениях:
1. Указывают агрегатное состояние веществ и их
модификации
2. Энтальпия и тепло, выделяемое в реакции,
противоположны по знаку: ΔН = - Q
3. Коэффициенты могут быть дробными
ЗАКОНЫ ТЕРМОХИМИИ
Закон Лавуазье-Лапласса:
тепловой эффект реакции образования сложных
веществ из простых равен тепловому эффекту
разложения данного вещества с обратным знаком,
если внешние условия обоих процессов одинаковы.
ΔН прямой ХР = - ΔН обратной ХР
ЗАКОНЫ ТЕРМОХИМИИ
Закон ГЕССА:
тепловой эффект реакции не зависит от пути ее
протекания, а зависит только от вида и состояния
исходных веществ и конечных продуктов.
С(гр.) +1/2 О2 = СО (г.) , ∆Н1
СО(г.) +1/2 О2 = СО2 (г.) , ∆Н2
С(гр.) +О2 = СО2 (г.) ,
∆Н
∆Н = ∆Н1 + ∆Н2
ЗАКОНЫ ТЕРМОХИМИИ
Следствие из закон ГЕССА:
тепловой эффект реакции равен разности между суммой
теплот образования (∆Нобр.) продуктов реакции и суммой
теплот образования исходных веществ
с учетом стехиометрических коэффициентов в
уравнении реакции:
∆Н = Σ∆Нобр. (продуктов) – Σ∆Нобр. (исх)
•
•
•
•
Примеры использования термохимических расчетов:
расчет энтальпий реакции нейтрализации
по величине и знаку ∆Н можно судить о стабильности веществ и их
реакционной способности
можно определять энергию химических связей в молекуле
можно грубо определять направление протекания химических реакций
ЗАКОНЫ ТЕРМОХИМИИ
Задача: Рассчитайте стандартное изменение энтальпии реакции
горения аммиака:
4 NH3(г.) + 3 О2(г.) = 2 N2(г.) + 6 Н2О(ж.),
если известны справочные данные:
Hобр.(NH3)=-46,2 кДж/моль, Hобр.(H2О(ж.))=-285,8 кДж/моль.
Решение: По следствию из закона Гесса:
ΔН = [2·ΔН°(N2(г.)) + 6·ΔН°(Н2О(ж.))] – [4·ΔН°(NН3(г.)) + 3·ΔН°(О2(г.))],
Энтальпии образования простых веществ (N2(г.), О2(г.)) равны 0. Тогда
ΔН = [2·0 + 6·(-285,8) ] – [4·(-46,2) + 3·0] = -1530 кДж.
Сделаем действия над наименованиями (данная процедура позволяет
определить единицы измерения искомой величины и, зачастую,
проверить правильность умозаключений):
[ΔН°] = моль·кДж/моль + моль·кДж/моль – [моль·кДж/моль + моль·
кДж/моль] = кДж.
Ответ: стандартное изменение энтальпии горения аммиака – 1530 кДж.
ЗАКОНЫ ТЕРМОХИМИИ
Задача: Рассчитайте стандартное изменение энтальпии реакции
нейтрализации.
Решение:
• Запишем реакцию нейтрализации: Н+(р-р) + ОН–(р-р) = Н2О(ж.), ΔН°–?
• По следствию из закона Гесса для реакции можем записать:
• ΔН = ΣΔН°прод.–ΣΔН°исх.=1·ΔН°(Н2О(ж.))–[1·ΔН°(Н+(р-р))+1·ΔН°(ОН–(р-р))]
• Используя справочные данные находим энтальпии образования
исходных веществ и продуктов реакции: ΔН°(Н2О(ж.)) = –285,83
кДж/моль, ΔН°(Н+(р-р)) = 0, ΔН°( ОН–(р-р)) = –230,19 кДж/моль.
• Подставим значения теплоты образования в выражение следствия из
закона Гесса: ΔН° = 1·(–285,83) – [1·0 + 1· (–230,19)] = – 55,64.
• Сделаем действия над наименованиями: [ΔН°] = моль·кДж/моль –
[моль·кДж/моль + моль·кДж/моль] = кДж.
• Ответ: Энтальпия реакции нейтрализации – 55,64 кДж.
Ответ: стандартное изменение энтальпии нейтрализации – 55,64 кДж.
ЗАКОНЫ ТЕРМОХИМИИ
Принцип Бертло-Томпсона:
реакции, идущие с выделением тепла, осуществимы и
протекают самопроизвольно.
Экзотермические реакции: Эндотермические реакции:
реакции, идущие с
реакции, идущие с
выделением тепла,
поглощением тепла,
∆Q>0, ∆Н <0
∆Q<0, ∆Н>0
ЭНТРОПИЯ
2 начало термодинамики:
любая система, предоставленная самой себе,
изменяется в направлении состояния, обладающего
максимальной степенью беспорядка (или максимальной
степенью вероятности).
Степень беспорядка оценивается энтропией S.
Энтропия и вероятность связаны уравнением Больцмана:
S = К*lnW
Энтропия – функция состояния. Поэтому величина ее
изменения не зависит от пути протекания процесса:
∆S = Σ∆Sобр (продуктов) – Σ∆Sобр. (исх)
Для расчетов значения S берут при стандартных условиях.
ЭНТРОПИЯ
Энтропия увеличивается при:
• переходе из твердого в жидкое, жидкого в
газообразное состояние
• растворении твердого вещества
• увеличении числа моль газов
O2(г.) + 2 H2(г.) → 2 H2O(ж.)
4NH3(г.)+3O2(г.) → 2N2(г.)+6H2O(ж.)
3 начало термодинамики:
Энтропия чистого вещества в форме идеального
кристалла равна 0 при 0 К.
ЭНЕРГИЯ ГИББСА
Две движущие силы реакции:
Е
Энергия
Гиббса
Для совместимости учета энтальпии и энтропии факторов
вводится свободная энергия Гиббса (∆G) – новая функция
состояния (изобарно-изотермический потенциал).
∆G = ∆Н - Т · ∆S
ЭНЕРГИЯ ГИББСА
∆G = ∆Н - Т·∆S
∆G – критерий протекания процесса:
• ∆G<0 самопроизвольное течение реакции возможно
только при убыли энергии Гиббса
• ∆G=0 – система в равновесии,
• ∆G>0 – реакция самопроизвольно протекает в
обратном направлении
Использована
таблица из УП
Глинка Н.Л.
Задачи и
упражнения по
общей химии.
ЭНЕРГИЯ ГИББСА
∆G = ∆Н - Т·∆S
∆G – критерий протекания процесса
∆G<0 - самопроизвольное течение реакции
Таблица – Возможность и условия протекания процессов
в прямом направлении при различных знаках ΔН, ΔS.
Знаки изменения функции
Возможность и условия протекания
процессов
ΔН<0
ΔS>0
Идут при любых условиях (р, Т=const)
ΔS<0
Возможны при низких температурах
ΔН>0
ΔS>0
Возможны при высоких температурах
(эндотермические
ΔS<0
Невозможны
(экзотермические
реакции)
реакции)
Спасибо за внимание !
Вопросы и комментарии к лекции можно
высылать на e-mail: ekbayan@sfedu.ru
(Баян Екатерина Михайловна)