Не посвящается никому. Ибо нефиг. «Винтовка — это праздник, всё летит в пизду!» (с) Егор Летов о Втором Законе Термодинамики Предисловие. Будучи огорчен качеством преподавания химии в РНИИМУ, и тем более, способом последующего контроля качества образования – тестами, я решил оказать посильную помощь студентам в сдаче оных. Пособие представляет собой краткую, насколько возможно, инструкцию, как минимально загрузив голову таки сдать этот окаянный тест. Я исследовал большое их количество, обобщил результаты. На каждый вид вопросов я постарался дать ответ, в меру научный, чтобы все-таки не слишком уйти от своих химических корней, но и достаточно ясный, чтобы он мог быть воспринят среднестатистическим студентом. Теперь я представляю свой труд для использования широкой общественностью, надеюсь, моё творение сможет послужить к чьей-нибудь пользе. Тема термодинамики глубоко лирична и драматична. Второй закон Термодинамики, её сердце и выражение, гласит «…энтропия (мера беспорядка) может только возрастать». Если на некоторое время отвлечься от теста и подумать, то это очень, очень грустно. Это значит, что весь мир и лично ТЫ с ускорением летите в жопу, с течением времени всё разваливается, бардак только растёт и растёт. То, что кажется досадными случайностями — сломался ноготь, потерял кошелек, ушла девушка — не случайности, а закономерности, нарастание энтропии. Если удается сделать что-то хорошее, то имейте в виду, что кому-то это стоило еще больших потерь, даже если вы этого кого-то никогда не увидите. Ничего хорошего дальше вас не ждёт. Надеяться вам не на что — все ваши больные умрут, сколько ни лечите их, сами вы умрете и станете начинкой для гробов и кормом для червей. Нет, правда, надеяться абсолютно не на что. Вернемся к земным проблемам. Тема умеренно сложная, набрать 6-7 баллов просто, а вот с задачами, если хотите больше 7, придётся повозиться. Но, думаю, после серии разборов вполне можно и их решать, ничего невозможного нет и в них. Вообще, введение задач в тест кажется мне крайне правильным шагом, тест вообще может не задействовать головной мозг. Конечно, многим хотелось бы иметь готовые ответы и не париться. Думаю, что за годы работы eois общественность накопила некоторый объем ответов, он постепенно совершенствуется, доля верных ответов растет, в 2016 она была больше 70%, к 2017 году она составила около 90%. Правда, в 2018 любители правильных ответов соснули: тесты переехали на другой сайт, вопросы были частично переписаны. Анонимные аналитики в настоящее время уточняют масштаб бедствия. Однако, в отношении химии сбор ответов мне кажется неудачным путём. Заранее благодарен за адекватные комментарии, дополнения и исправления к тексту. Текст создан исключительно из гуманных соображений и распространяется безвозмездно. Удачи, ни пуха, ни пера, дорогие любители химии. Алексей «Леша-химик» Федоров, 15.09.2017. Тема 3. Термодинамика. Введение: Теория по этому разделу столь глубока и пространна, что мы ограничимся небольшим количеством определений, просто для того, чтобы Вы не чувствовали себя потерянным. Понимание и использование этих определений не является необходимым условием сдачи теста (кроме вопросов верно/неверно, разумеется). Энтальпия H — грубо это количество тепла, содержащееся в теле. Энтропия S — степень беспорядка. Изменение энтропии — изменение степени беспорядка. Энергия Гиббса G — способность совершать полезную работу Изолированная система — не может обмениваться со средой ни массой, ни энергией Закрытая система — может обмениваться энергией, не может массой Открытая система — обменивается массой и энергией 2-ой Закон Термодинамики: в изолированной системе энтропия может только возрастать. В закрытой системе энергия Гиббса может только убывать, то есть возможны только процессы, у которых ΔG<0. Типичные вопросы: 1. Энтропия и газы — раз. Пример: энтропия… Как с этим бороться: Если в реакции газов исходных было меньше, а стало больше, то энтропия увеличится, если было больше-стало меньше, то уменьшится. Если поровну, то без расчета нельзя. Газы считать по коэффициентам. Твердые вещества — это не газы, газы специально подписаны. В приведенном примере в исходных веществах 1,5 газа (1,5 О2), в продуктах 0 (ноль) газов (их там нет). Значит, «уменьшение». Вариант «сначала увеличится, потом уменьшится» — никогда не используется. 2. Энтропия и газы — два. Пример: И ещё раз энтропия… Как с этим бороться: Теория аналогична. Если количество газов возрастает — энтропия возрастает, убывает — убывает. Например, в первой реакции газов было 0, стало 3 (ноль, число такое, (ж) это жидкость, а газов там нет), значит газов становится больше, значит энтропия возрастает, это подходит. Во второй было 2 моль газа, стало 1, убывает количество газов, не подходит. И так далее. Тут может быть несколько верных ответов. 3. Энтропия в ряду веществ. Пример: Нужно больше энтропии… Как с этим бороться: Тоже несложно. Есть два принципа: 1) Чем больше в веществе атомов, тем больше энтропия. Напоминаю, если кто не помнит, что метан метан—СН4 этан—С2Н6 пропан—С3Н8 бутан—С4Н10. Еще могут встретится этен (он же этилен, С2Н4), ацетилен (С2Н2), пропен (С3Н6), циклопропан (С3Н6), пропин (С3Н4) в разных рядах. 2) У твердых веществ энтропия меньше, чем у жидких, а у жидких меньше чем у газов. Например, S(Н2Отв)<S(Н2Ож)<S(Н2Огаз). 3) Ну и однажды по приколу попался ряд С(алмаз)<С(графит)<С(сажа). Это всё твердые вещества, если кто не знал. В приведенном примере, на первом шаге «N2O5-NO» энтропия убывает, как написано в п. 1. (стало меньше атомов). Во втором шаге «NO-N2O» энтропия растет, как написано в тоже в п. 1. (атомов в молекуле становится больше). Дальше можно не читать — видно, что изменение уже не монотонно, энтропия сначала убывала, потом росла. 4. Экзо/эндо-… реакции. Пример: Тоже ничего особенного… Как с этим бороться: Есть всего 4 случая: 1) 2) 3) 4) Эндотермическая ΔH>0 Экзотермическая ΔH<0 Эндэргоническая ΔG>0 Экзэргоническая ΔG<0 — это ещё и условие самопроизвольного процесса в закрытой системе. Ничего другого быть не может. 5. Энтальпия образования и сгорания. Пример: образование… И сгорание… Как с этим бороться: Нужно иметь в виду два определения (не совсем по учебнику, определения упрощены для удобства): Энтальпия образования относится к реакции образования 1 молекулы вещества из простых веществ (Н2, О2, С, N2…) Энтальпия сгорания относится к реакции 1 молекулы вещества с О2, в которой образуются СО2 (газ), Н2О (жидк), N2 (газ), SO2 (газ)… В первом примере ответ 3). Остальные не подходят, в них NO2 образуется не из простых веществ, а из какой-то хуйни, или образуется 2 молекулы, а надо 1. Во втором примере ответ 3). Варианты 1) и 2) не подходят, так как там сгорело не 1 моль. В 4) образовался NO (а надо просто N2). Внимание! Всегда строго проверяйте варианты на соответствие определению! Только так можно отделить, что подходит, что нет! Образовалась не одна, а две молекулы? Нахуй такой вариант, это не энтальпия образования. Образовалась одна молекула, но не из простых веществ, а из какого-то говна? Нахуй такой вариант, это не энтальпия образования, подходят только простые вещества. И со сгоранием то же самое. 6. Высокие, низкие, любые и никакие температуры. Пример: Тоже классика… Как с этим бороться: Для решения таких вопросов в книжках можно найти таблицу H S Реакция ΔH<0 ΔS>0 Возможен при любых ΔH>0 ΔS<0 Невозможен при любых ΔH<0 ΔS<0 Возможен при низких ΔH>0 ΔS>0 Возможен при высоких иногда таблицы не хватает, поэтому рассмотрим ещё случаи с нулями H ΔH=0 ΔH=0 ΔH<0 ΔH>0 S ΔS>0 ΔS<0 ΔS=0 ΔS=0 Реакция Возможен при любых Невозможен при любых Возможен при любых Невозможен при любых Иногда к заданиям такого вида прилагаются необычные формулировки, например: В такой конструкции надо читать не подряд, а сначала про ΔH, потом про ΔS, и только потом про температуры, так проще воспринимается. Варианты с G нет смысла рассматривать, они никогда не бывают верными. Если читать 3) по частям, получается ΔH>0, ΔS>0, при низких температурах (в таблице написано при высоких), а в 4) все то же самое, и как раз при высоких температурах. 7. Задачи про калорийность продуктов. Пример: Вариация один в 2017… Она же в 2018. Можно видеть, что ничего не изменилось, прошлогодние методички остались актуальны. И два. Как с этим бороться: Задачи про калорийность бывают двух видов. Первый, где надо считать массу по калорийности или наоборот. Второй, где надо считать калорийность по % содержанию белков, жиров и углеводов. Оба вида лёгкие, но занудные. 1) Для задач первого типа имеет смысл создать пропорцию: Калорийность, кДж/г — 1 грамм Энергетич. ценность, кДж — масса в граммах В эту пропорцию вставим то, что в задаче есть. Внимательно читайте условия, там длинные неприятные слова, но разобраться можно. В примере даны калорийность и энергетическая ценность, 1 грамм это всегда 1 грамм, а массу просят найти. Решать пропорции вы вроде умеете, а если нет, то напоминаю, перемножаем крест-накрест и приравниваем. В виде формулы это будет выглядеть вот так: Калорийность (кДж/г) × масса (г) = Энергетическая ценность (кДж) Или, если нужна масса масса (г) = Энергетическая ценность(кДж) Калорийность (кДж/г) Вставить цифры, рассчитать недостающее. В примере ответ 10 грамм. 2) Проще, но зануднее. Калорийность рассчитывается по формуле: %белков %углеводов %жиров × калорийность белков + × калорийность углеводов + 100% 100% 100% × калорийность жиров) Калорийность = масса продукта × ( В примере будем иметь феерический расчет. Обратите внимание, у белков и углеводов правда одинаковая калорийность. Внимательно проверяйте все цифры. 8. Задачи про стандартную энтальпию и массу/объём. Пример: А вот и треш подъехал. Про объем. И про массу. Как с этим бороться: Как вы уже знаете, дорогие друзья, решение задач представляет собой нетривиальную проблему. Уже даже прочтение условий может вызвать заклинивание мозга. В общем случае стоит ебануть пропорцию вида: Стандартная энтальпия ΔН0— 1 моль - Теплота — 𝒎⁄𝑴 или Стандартная энтальпия ΔН0— 1 моль - Теплота — 𝑽⁄𝟐𝟐. 𝟒 Выбор пропорции зависит от условий, должны быть упомянуты или объем, или масса. Обратите внимание, перед теплотой нужен минус, это важно! Чему равны стандартная энтальпия и теплота, можно узнать, внимательно прочитав условия. Если они даны (пример 1), тогда ищут объём или массу. Если теплоты нет (пример 2), а объем или масса даны — ищут теплоту. 1 моль — это по-любому 1 моль. V — объем, m — масса, M — молярная масса, дадут (но это не точно) или брать из табл. Менделеева. Вставляем в пропорцию всё известное, неизвестное останется только одно, и считаем. В первом примере, после вставления цифр, получится (размерности я выкинул): -20 — 1 -4 — 𝑽⁄𝟐𝟐. 𝟒 Из пропорции 𝑉⁄22.4 = −4×1 −20 = 0,2, тогда V=0.2*22.4=4,48 Во втором примере получим (обратите внимание, взята молярная масса натрия, потому что дана его же масса): ΔН0— 1 -82,2 — 𝟒, 𝟔⁄𝟐𝟑 Отсюда ∆𝐻 0 = −82.2×1 4.6⁄ 23 = −411 кДж/моль. 9. Рили сложная задача(((((. Содержит множество разновидностей. Некоторые решаются. К счастью, такая задача только одна. Пример: разновидности ебически трудно Первый тип Как с этим бороться: Довольно сложно. Можно пропустить этот раздел, если математика — это не ваше. Для такого типа задач, где есть одна реакция, применяется первое следствие закона Гесса: ∆𝐻реакции = ∑(коэффициент × ∆𝐻продуктов ) − ∑(коэффициент × ∆𝐻исходных ) Тут ΔH исходных и продуктов — энтальпии (…) исходных и продуктов, всегда даны (если не дано, как энтальпия кислорода в задаче, то =0), коэффициенты — из реакции. Знак Σ означает, что если веществ несколько, их энтальпии суммируются. Вместо ΔН безболезненно можно ΔS или ΔG, расчеты аналогичны. Уравнение подстраивается под каждую задачу, например, для задачи из примера получится: ∆𝐻реакции = (2 × ∆𝐻(Н2О)) − (2 × ∆𝐻(𝐻2 𝑆) + ∆𝐻(𝑆𝑂2)) = = (2 × (−286)) − (2 × (−20) + (−270)) = Кислород, как видите, не входит, один хуй, нулю равен. Аккуратнейшим образом вставляем цифры и рассчитываем результат. Для подобных случаев идеально иметь калькулятор со скобками, умеющий много действий, как то так: Ответ читается как -262. Тупой калькулятор отделяет тысячи запятой, а десятичные точкой. Не забудьте знак, без минуса ответ будет считаться ошибочным. Жалким людишкам расчеты лучше вовсе не доверять, напутают. Автор этих строк однажды наблюдал, как три человека, одновременно решая подобную задачу, получили три разных ответа. Так что слава роботам. Если собираетесь это решать, следует решить таких задач штук 10-15, иначе без навыка будет сложно. При необходимости другие функции, S и G, считаются по аналогичной формуле. Разновидностью таких задач является задача, когда неизвестна энтальпия какого-то вещества, а энтальпия реакции известна. Решается точно так же, но + дополнительный геморрой при выражении нужной цифры из правой части. Пример не приводим из жалости лени. Пример 2. Прошлогодний скрин, в этом году задачи поменялись мало Как с этим бороться: Если даны ΔH, ΔS и ΔG, то их можно связать формулой Гиббса-Гельмогольца: ∆𝐺 = ∆𝐻 − 𝑇∆𝑆 Тут Т=289К— температура (даже если не дана, все равно 298). Вставляем всё, что дано, и рассчитываем, что просили. Пример 3. Как с этим бороться: Трудно. В целом, надо или сложить, или вычесть два данных числа, зависит от направлений реакций. Объяснить это по-простому я не могу. Ответ здесь -12,6 (с минусом). 10. Верно-неверно. Пример: Жопа Как с этим бороться: Как и всегда, никак. Смиритесь, вы жалки, теория химии не ваше. Мы, тем не менее, чтобы хоть как-то помочь, собрали верные утверждения, и с горем пополам пытались их сортировать. В изолированной системе сумма всех видов энергии постоянна (определение в начале). В закрытой системе сумма видов энергии может меняться (определение в начале). Энтропия увеличивается при увеличении температуры / давления / массы / объёма. Абсолютное значение энтальпии / энергии Гиббса измерить невозможно Можно измерить изменение энтальпии в ходе процесса Изменение энтальпии/энтропии/Гиббса зависит только от начального и конечного состояния и не зависит от пути (закон Гесса) эндотермические реакции могут протекать самопроизвольно при достаточно высоких температурах, если изменение энтропии реакции положительно (H>0, S>0, возможно при высоких, вопрос с таблицей) при очень низких температурах могут протекать только экзотермические (H<0) реакции (ну да, если H<0, а S>0 или S=0, при низких Т, эндотермические H>0 могут только при высоких). тепловой эффект химической реакции зависит от агрегатного состояния исходных и конечных веществ (закон Гесса). процессы, в результате которых упорядоченность системы уменьшается, сопровождаются увеличением энтропии (определение энтропии). молярная энтропия жидкого вещества больше, чем энтропия той же массы его в твердом состоянии (а у газа ещё больше, чем у жидкости, вопрос про ряды). при растворении кристаллических тел в жидкости энтропия системы, как правило, увеличивается изменение энтальпии прямой реакции равно по величине и противоположно по знаку изменению энтальпии обратной реакции зная изменение энтальпии обратной реакции, можно определить изменение энтальпии прямой реакции Критерием самопроизвольного протекания процесса в изолированной системе является возрастание энтропии. Критерием самопроизвольного протекания процесса в закрытой системе является убыль энергии Гиббса. превращения одного вида энергии в другой происходят в строго эквивалентных количествах стандартная энтальпия сгорания глюкозы отрицательна стандартная энтальпия нейтрализации отрицательна И многое, многое другое. В 2016 году был выведен Закон Марии П.: всегда 2 верных/2 неверных. В этом году закон злостно нарушается, не рассчитывайте, что обнаружив 2 верных утверждения автоматически 2 других можно считать неверными. Попадалось и 3/1, и 2/2. Будьте бдительны. Проверка теории на себе Как видите, ничего невозможного (а еще время 7:29, задачи занимают много) Спасибо за внимание!
