Стехиометрия, термохимия, кинетика

Лекция 1.
СТЕХИОМЕТРИЯ
I.Стехиометрические законы
1.Закон сохранения массы (Ломоносов, 1758)
Закон сохранения энергии (Эйнштейн, 1905)
2.Закон постоянства состава (Пруст,1806)
3.Закон кратных отношений (Дальтон,1803). Дальтониды, бертоллиды.
II.Основные понятия атомно-молекулярного учения
Простые: O2, O3,N2, Cu,Zn,S,P
ВЕЩЕСТВА
Сложные: H2O, Fe2O3, CuS, Zn3N3 ,H2SO4, KOH, Na2CO3
МОЛЕКУЛА: N2, Cl2, He, NaNO3, HCl, Ba(OH)2
АТОМ: N, Cu, H, S,O
Атомная единица массы (а.е.м.)
1а.е.м.= 1 m(12C)
12
Относительная атомная масса химического элемента Аr (см. Период.Табл.)
Относительная молекулярная масса вещества Мr = ΣAr
МОЛЬ содержит 6,02·1023 частиц (молекул, атомов, ионов и т.д.)
NA =6,02·1023 - число Авогадро
Молярная масса М – масса 1 моль вещества в граммах.
ПРИМЕР. Мr(Na2SO4) = 2·23 +32 +4·16 = 142
относительная молекулярная масса
М(Na2SO4) = 142 г/моль
молярная масса
Количество вещества (число моль)
n = m(г)
М(г/моль)
ПРИМЕР. Имеется 7,1 г сульфата натрия. Рассчитайте:
1) сколько моль вещества содержится в этой массе
2) массу одной молекулы
РЕШЕНИЕ.
Мr(Na2SO4) = 2·23 +32 +4·16 = 142 - относительная молекулярная масса
М(Na2SO4) = 142 г/моль
- молярная масса
n = 7,1 = 0,05 моль
- количество вещества (число моль)
142
m(1молекулы Na2SO4) = 142 г = 2.3·10-22 г - масса одной молекулы сульфата
6,02·1023
натрия
III. Химический эквивалент.
Э(Н) = 1,008 ≈ 1
Э(О) = 8
эквивалент водорода
эквивалент кислорода
Э г-экв(Н) = 1 г/экв
Э г-экв (О) = 8 г/экв
эквивалентная масса водорода
эквивалентная масса кислорода
эквивалент)
(грамм-
Эквивалент элемента
в соединении
Эквивалент кислоты
Эквивалент основания
Эквивалент соли
Эквивалент оксида
(в ок-вос. реакциях)
nг-экв = m(г)
Э г-экв(г/экв)
Э= А
В
А-атомная масса
В- валентность
Э=М
Z(H)
Z(H)–число атомов
водорода
Э=М
Z(ОH)
Z(ОH)- число
гидроксильных
групп
Э=М
Z·k
Z – заряд металла
k – число атомов металла
Э = Ээлемента+ 8
N2O
Э(N)= 14
1
N2O5
Э(N)= 14
5
Э(H2SO4) = М = 98 = 49
2
2
Э(Ca(OH)2) = М = 74 =37
2
2
Э(Na2SO4) = М = 142 =71
1·2
Э(N2O) = 14 +8 =22
Э(Н2О) = 1 + 8 =9
- число г-эквивалентов вещества
Закон эквивалентов
m(A)
m(B)
....
Э(А)
Э(В)
Эквивалентный объем Vэ - объем, занимаемый 1 г-экв. газа при н.у.
n г-экв =
Vo
- число г-эквивалентов газа
Vэ
IV.Газовые законы
1.Закон Авогадро. Следствия из закона Авогадро
Нормальные условия : Ро = 1 атм = 760 мм рт ст = 101325 Па ;
Т = 273 К
Молярный объем газа при н.у. Vм = 22,4 л
2. Плотность газов
ρ(г/л) – масса 1 л газа (при заданных Р,Т)
D ½ m1
M1
ρ1 относительная плотность первого газа по второму
m2
M2
ρ2
3.Объединенный газовый закон. Универсальная газовая постоянная.
P·V = Po·Vo = constant
R = Po·Vо = 8,31 Дж
T
To
То
моль ·К
4.Уравнение Менделеева –Клапейрона
P·V = nRT
5. Закон парциальных давлений Дальтона
Р смеси газов = р1 + р2 + р3 + ...
ЛЕКЦИЯ № 2.
ТЕРМОХИМИЯ.
ТЕРМОХИМИЯ – раздел термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических
реакций и фазовых переходов.
ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ТЕРМОХИМИИ
1.ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СИСТЕМЫ:
- по обмену с окружающей средой
1. Открытые системы (обмен массой и энергией)
2. Замкнутые системы(обмен энергией)
3.Изолированные системы (нет обмена ни массой )
- по однородности
1. гомогенные системы (однородные)
2.гетерогенные системы ( неоднородные)
2.ФАЗА. ФАЗОВЫЙ ПЕРЕХОД.(плавление - кристаллизация, испарение – конденсация)
3.ПАРАМЕТРЫ СОСТОЯНИЯ СИСТЕМЫ:
- экстенсивные ( V,m – суммируются)
- интенсивные (P, T, C,ρ - выравниваются)
4.ФУНКЦИИ СОСТОЯНИЯ СИСТЕМЫ:
U – внутренняя энергия
H – энтальпия
S – энтропия
G – энергия Гиббса и т.д.
I ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ ( вытекает из закона сохранения энергии)
Поглощенная системой теплота Q расходуется на увеличение внутренней энергии
системы ∆U и на совершение системой внешней работы А.
Q = ∆U + A
+Q – теплота, поглощенная системой
-Q – теплота, выделенная системой в окружающую среду
∆U – изменение внутренней энергии системы ( включает в себя все виды энергии
движения и взаимодействия входящих в нее атомов, молекул и т.д.)
A - работа расширения (или сжатия), совершаемая системой (или окружающей средой
над системой); A = P·∆V ( А>0 – работа расширенияж А<0 – работа сжатия)
1.Пусть V = constant –изохорный процесс
Qv =∆U + A
A = P·∆V = 0
Qv = ∆U - тепловой эффект изохорного процесса равен изменению
внутренней энергии системы
2.Пусть Р = constant – изобарный процесс
H = U + PV – энтальпия системы
Qр = ∆U + A = (U22 – U1) + P(V2-V1) = (U2+PV2) – (U1+PV!) = H2 – H1 = ∆H
Qp = ∆H тепловой эффект изобарного процесса равен изменению энтальпии системы.
∆H<0 ЭКЗОТЕРМИЧЕСКАЯ реакция
∆H>0 ЭНДОТЕРМИЧЕСКАЯ реакция
СТАНДАРТНЫЕ УСЛОВИЯ: Р = 1 атм = 760 мм рт ст = 101325 Па
Т = 298 К
Стандартное состояние вещества : O2(г), Br2(ж), Hg(ж), Al(к), I2(к), Fe(к)
Стандартный тепловой эффект химической реакции
Стандартная энтальпия образования вещества – это энтальпия образования 1 моль
чистого вещества из простых веществ в их наиболее устойчивых формах в стандартных
условиях
∆fHo298 (простых веществ) = 0
Стандартная энтальпия растворения.
Стандартная энтальпия гидратации.
Стандартная энтальпия сгорания.
ЗАКОН ГЕССА и следствия из него.
1. Термохимические уравнения можно складывать, вычитать и т.д.
2. Энтальпия реакции пропорциональна количеству вещества.
3. Энтальпия приямой реакции равна и противоположна по знаку энтальпии
обратной реакции
4.
∆Hреакц. = (Σkj∆Hj)прод -(Σki∆Hi)исх.
ПРИМЕР.
Рассчитайте энтальпию реакции, если известны стандартные энтальпии
образования участвующих веществ.
CH4(г) + 2O2(г) = CO2(г) + 2H2O(г)
∆fHo298 кДж/моль
-75
0
-393
∆Hреакц. = (-2·242 -393) – ( -75·1 + 0) = -802 кДж.
продукты
исх. вещ.
-242
ЛЕКЦИЯ №3. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ.
ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА изучает скорость и механизм химических реакций.
I.Основные понятия химической кинетики.
Механизм химической реакции.
Элементарная реакция.
Элементарный химический акт.
Молекулярность химической реакции.
Гомогенные и гетерогенные химические реакции.
Скорость гомогенной химической реакции – это число моль вещества, превращенных
за 1 единицу времени в 1 единице объема.
v = ±lim ∆Cj = ±dCj
+ если Cj - продукт
∆t→0 ∆t
dt
- если Cj – реагент
Сj –концентрация вещества(моль/л)
II.Факторы, влияющие на скорость химической реакции.
А)для гомогенных реакций
1.ПРИРОДА РЕАГЕНТОВ
2.КОНЦЕНТРАЦИЯ РЕАГЕНТОВ
(закон действующих масс Гульдберга и Вааге)
aA + bB = cC + dD
v = k· Ca(A)· Cb(B)
k- константа скорости
(скорость реакции при концентрациях
реагентов 1 моль/л)
ПРИМЕР№1.
1)гомогенная реакция
2NO(г) + O2(г) = 2NO2(г)
v = k· C2(NO)· C(O2)
2)гетерогенная реакция
CuO(к) + H2(г) = Cu(к) + H2O(г)
v = k C(H2)
3.ТЕМПЕРАТУРА
t2 - t1
правило Вант-Гоффа
t  t   10
2
1
k = ko· e –Ea/RT
уравнение Аррениуса
Еа – энергия активации реакции кДж/моль.
4. КАТАЛИЗАТОР увеличивает скорость реакции за счет снижения энергии активации
реакции.
ИНГИБИТОР – замедляет реакцию за счет увеличения энергии активации реакции.
В) для гетерогенных реакций добавляются еще
5.ПЛОЩАДЬ ПОВЕРХНОСТИ РАЗДЕЛА ФАЗ
6.СКОРОСТЬ ДОСТАВКИ РЕАГЕНТОВ К МЕЖФАЗНОЙ ПОВЕРХНОСТИ.
III.ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ.
Обратимые и необратимые реакции.
Химическое равновесие – это такое состояние системы, при котором ее свойства
постоянны во времени и пространстве. (vпр. = vобр. )
Константа химического равновесия ( при Т = const)
aA + bB = cC + dD
KT = [C]c•[D]d
[A]a•[D]d
Принцип смещения равновесия (Ле-Шателье)
ПРИМЕР №2.
В какую сторону сместится равновесие реакции H2 + I2 ↔ 2HI
при добавлении в систему иодоводорода?
Решение. Влево, т.к. увеличится скорость обратной реакции.
ПРИМЕР №3.
В какую сторону сместится равновесие при увеличении давления в системе в 2 раза?
N2 + 3H2 ⇄ 2NH3 , T = const
v1пр = kпр • p(N2) •p3(H2)
v1обр= k обр • p2(NH3)
Решение. Пусть давление в системе увеличится в 2 раза.
2p(N2) , 2p(H2), 2p(NH3) - новые давления реагентов в системе
v 2пр = kпр {2p(N2)} •{2p(H2)}3 = 16 v 1пр
v 2обр = kобр{2p(NH3)}2 = 4 v 1обр
Равновесие сместится вправо, т.к. скорость прямой реакции увеличилась в
16 раз, а скорость обратной – только в 4 раза
ПРИМЕР№4.
В какую сторону сместится равновесие реакции
N2 + 3H2 ↔ 2NH3 , ∆Hреакц. = -92 кДж
При повышении температуры?
Решение. Прямая реакция - экзотермическая, обратная – эндотермическая.
Повышение температуры приведет к ускорению эндотермического процесса, т.е. обратной
реакции. Равновесие сместится влево.