Закон гесса: ентальпія реакції залежить лише від початкового та кінцевого станів реагентів і не залежить від шляху перебігу, тобто від числа й характеру проміжних стадій.

Ентропія – термодинамічна функція стану системи. Її величина залежить від кількості речовини, тому величину ентропії відносять до одного моля речовини (Дж/моль·К) і виражають як R ln W = S, де R = kN _A – молярна газова стала; N _A – стала Авогадро. Ентропія є мірою невпорядкованості стану системи.

Другий закон термодинаміки: В ізольованій системі спонтанні процеси відбуваються у напрямку збільшення ентропії. Якщо ΔS>0, то процес термодинамічно можливий, якщо ΔS<0, то його самочинний перебіг неможливий.

Розділ хімії, що вивчає механізм молекулярних хімічних реакцій і швидкість їх проходження, називається хімічною кінетикою.

Швидкістю хімічної реакції (V) називають зміну кількості реагуючих речовин за одиницю часу в одиниці реакційного простору. В гомогенній системі реакційним простором є об’єм. Швидкість реакції вимірюється зміною концентрації однієї з речовин, що приймають участь у реакції за одиницю часу:
V = ± .

Закон діючих мас: П ри постійній температурі швидкість гомогенної хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин, взятих у степенях, що відповідають стехіометричним коефіцієнтам у рівнянні реакції. Так, швидкість реакції a A+ b B = m M+ n N V = kC _A ^a·C _B ^b, де V – швидкість реакції; k – константа швидкості реакції (при C _A = C _B = 1 моль/л V = k); C _a і C _B– концентрації речовин А і В; a і b – стехіометричні коефіцієнти у рівнянні реакції.

Константа швидкості (k) визначається природою реагуючих речовин і залежить від температури і каталізатору і не залежить від концентрації речовин, що приймають участь в реакціях.

Залежність швидкості реакції від температури визначається правилом Вант-Гоффа: п ри підвищенні температури на кожні десять градусів швидкісь більшості реакцій збільшується в 2 – 4 рази: V = V , де V і V – швидкості реакції при температурах t ₂ і t ₁, g – температурний коефіцієнт швидкості, показує, у скільки разів збільшиться швидкість реакції при підвищенні температури на 10 градусів.

Функціональну залежність константи швидкості хімічної реакції k від температури встановив шведський вчений Ареніус (1889 р.); рівняння Ареніуса: k = А · е , де А – передекспоненціальний множник; Е_а – енергія активації, Т – температура.

Якщо в системі швидкість прямої реакції ( _пр.) дорівнює швидкості оборотної реакції ( _об.), то такий стан системи називають хімічною рівновагою:
V_пр. = V_об. – умова хімічної рівноваги;

D G_p,T = 0 – термодинамічна умова хімічної рівноваги.

Величина, що дорівнює відношенню добутку рівноважних концентрацій продуктів реакції до добутку рівноважних концентрацій вихідних речовин у ступенях їх стехіометричних коефіцієнтів, називається константою хімічної рівноваги (К_С). для реакції, рівняння якої має вигляд

а А+ b B Û с С+ d D.

К_С =

Константа рівноваги залежить від природи реагуючих речовин; час, необхідний для досягнення рівноваги, залежить від температури і концентрації вихідних речовин.

Зміна рівноваги в загальному випадку визначається принципом Ле-Шательє: якщо на систему, що перебуває у стані хімічної рівноваги, подіяти ззовні (змінити концентрацію, тиск, температуру), то рівновага зміститься в тому напрямку, який послаблює ефект зовнішньої дії.

Приклади зміщення рівноваги:

а) збільшення концентрації вихідних речовин або зменшення концентрації продуктів реакції зміщує рівновагу вправо;

б) збільшення концентрації продуктів реакції або зменшення концентрації вихідних речовин зміщує рівновагу вліво;

в) якщо пряма реакція іде з поглинанням тепла, то підвищення температури зміщує рівновагу вправо;

г) якщо пряма реакція йде з виділенням тепла, то підвищення температури зміщує рівновагу вліво.

Якщо в оборотних реакціях приймають участь гази, то хімічну рівновагу можна зміщувати, змінюючи парціальні тиски газоподібних речовин. Підвищення тиску завжди зміщує реакцію в бік утворення меншої кількості молей газоподібних речовин.

Каталіз – метод прискорення хімічних реакцій за допомогою каталізатора. Каталізатор – це речовина, що прискорює хімічну реакцію, але сама не входить в кінцеві продукти реакції. Якщо каталізатор і взаємодіючі речовини перебувають в одній фазі, то каталіз називається гомогенним; якщо каталізатор і реагуючі речовини в різних фазах, то каталіз називається гетерогенним.

 

Розрахункові задачі:

1. Які з наведених нижче рівнянь є ендотермічними:
а) 1/2N₂+O₂=NO₂; Δ H º₂₉₈= 33,5 кДж/моль,
б) 1/2N₂+3/2H₂=NH₃; Δ H º₂₉₈= –46 кДж/моль,
в) 1/2N₂+1/2O₂=NO; Δ H º₂₉₈= 90 кДж/моль,
г) H₂+1/2O₂=H₂O; Δ H º₂₉₈= –246 кДж/моль?

2.Тепловий ефект якої із наведених нижче реакцій відповідає теплоті
утворення SO₃:

а)H₂SO₄ SO₃+H₂O; б)SO₂+0,5O₂=SO₃;
в)S+1,5O₂=SO₃; г)SO₂+O₃=SO₃+O₂?

3.Визначити тепловий ефект реакції 2CaO_(к)+P₂O_(к)+5H₂O_(р)=2[CaHPO₄·2H₂O]_(к) при стандартних умовах. Теплота утворення CaHPO₄·2H₂O
дорівнює – 2397 кДж/моль.

4. Визначте теплоту утворення цинк сульфіду, якщо під час реакції 0,25 г сірки з надлишком цинку виділилося 1,6 кДж теплоти. Запишіть відповідне термохімічне рівняння.

5.Обчислити зміну ентропії за стандартних умов для реакції:

СН₄(г) + 2О₂(г) = СО₂(г) + 2Н₂О(р)

використавши дані стандартних ентальпій та ентропій з довідника.

6. Обчислити тепловий ефект реакції відновлення ферум (ІІ) оксиду воднем (один з продуктів реакції ‑ водяна пара), виходячи з таких термохімічних рівнянь:

FeO(т) + CO(г) = Fe(т) + CO₂(г); ΔН^о= -13,2 кДж,

CO(г) + 1/2O₂(г) = CO₂(г); ΔН^о = -283 кДж,

H₂(г) + 1/2O₂(г) = H₂O(г); ΔН^о = -241,8 кДж

7. При взаємодії 2,1 г заліза з сіркою виділилося 3,77 кДж теплоти. Розрахуйте теплоту утворення ферум (ІІ) сульфіду.

8. Виходячи із теплового ефекту реакції

3СаО(т) + Р₂О₅(т) = Са₃(РО₄)₂(т); ΔН^о = -739 кДж

визначте ΔН^о утворення кальцій ортофосфату.

9.Обчислити ΔН^о утворення MgCO₃(т) при 298 К, користуючись наступними даними:

C(гр.) + O₂(г) = CO₂(г); ΔН^о = -393,5 кДж

2Mg(т) + O₂(г) = 2MgO(т); ΔН^о = -1203,3 кДж

MgO(т) + CO₂(г) = MgCO₃(т); ΔН^о = -117,7 кДж

10. В яких випадках стандартна ентальпія утворення простої речовини дорівнює нулю, а в яких –– відмінна від нуля? Наведіть приклади.

11. Чому, на відміну від стандартної ентальпії утворення простої речовини, її ентропія для стандартного стану не дорівнює нулю? Коли ентропія має нульове значення?

12. Шляхом аналізу рівняння D G = D H – T D S визначити можливість самодовільного протікання реакції при таких умовах:
а) D Н >0; D S >0; б)D Н <0; D S <0; в)D Н >0; D S <0; г)D Н <0; D S >0.

13. Чи завжди реакція, для якої Δ G <0, дійсно відбувається? Відповідь обґрунтуйте.

14. Які властивості сполук можна характеризувати, маючи у своєму розпорядженні значення їх енергій Гіббса?

15. На основі термохімічних рівнянь реакцій
а) KClO₃ KCl+3/2O₂; Δ H º₂₉₈ = –49,4 кДж/моль;
б) KClO₄ KCl+2O₂; Δ H º₂₉₈ = 33 кДж/моль,
розрахуйте Δ H º_298ºреакції 4KClO₃ 3KClO₄+KCl.

16. Визначити тепловий ефект реакції 4NO_(г) = 2N₂O_(г) + O_2(г), використовуючи такі дані:
1/2N_2(г) + 1/2O_2(г) = NO_(г); DH = 90,0 кДж;
N_2(г) + 1/2O_2(г) = N₂O_(г); DH = 82,0 кДж.

17. Розрахуйте тепловий ефект реакції горіння сірководню: H₂S_(г)+3/2O₂®H₂O_(р)+SO_2(г) за наступними даними:
1) S_(кр.) + H₂ ® H₂S_(г) DH₁ = –20,17 кДж
2) H₂ + ЅО₂ ® H₂O_(р) DН₂ = –286 кДж
3) S_(кр.) + O₂ ® SO_2(г) DН₃ = –297 кДж

18. За термохімічним рівнянням: S+O₂ = SO₂+297 кДж, обчисліть масу сірки, яка згоряє з виділенням 9,3 кДж теплоти.

19. При взаємодії алюмінію масою 9 г з киснем виділилось 274,4 кДж теплоти. Складіть термохімічне рівняння реакції.

20. Складіть термохімічне рівняння горіння метану, якщо відомо, що при згоранні метану об’ємом 105 л (н.у.) виділилось 4187 кДж теплоти.

21. Написати вираз закону діючих мас для реакцій:
а) 2NO_(г) + Cl_2(г) ® 2NOCl_(г)
б) CaCO_3(кр.) ® CaO_(кр.) + CO_2(г)

22. В якому випадку швидкiсть реакцiї буде залежати вiд концентрацiї обох взаємодiючих речовин: а) 2CO + O₂ = 2CO₂; б) CO₂ + С = 2CO; в) C + O₂ = CO₂.

23. Як зміниться швидкість реакції А₂+2В→2АВ, що відбувається безпосередньо між молекулами в закритій посудині, якщо тиск збільшити у 6 разів?

24. У скільки разів зросте швидкість реакції в результаті підвищення температури від 40 до 80ºС, якщо прийняти, що температурний коефіцієнт швидкості дорівнює 2?

25. Як зміниться швидкість утворення оксиду нітрогену(IV), що відбувається за рівнянням: 2NO+O₂=2NO₂, якщо тиск у системі збільшити у 3 рази, а температуру залишити без змін?

26. У скільки разів необхідно збільшити тиск, щоб швидкість утворення NO₂ за реакцією 2NO+O₂=2NO₂зросла у 1000 разів.

27. Хiмiчна реакцiя проходить вiдповiдно до рiвняння А+ 2В = АВ₂. Як змiниться швидкiсть реакцiї, якщо концентрацiю речовини В збiльшити в 3 рази, а концентрацiю речовини А зменшити вдвiчi.

28. У скiльки разiв збiльшиться швидкiсть хiмiчної реакцiї А₂+2В = 2АВ при підвищеннi температури з 40 до 70^оС, якщо температурний коефiцiєнт швидкостi реакцiї – 3?

29. Обчислити, як змiниться швидкiсть реакцiї 2NO+O₂ = NO₂ внаслiдок збiльшення тиску втричi?

30. На скiльки градусiв слiд пiдвищити температуру, щоб швидкiсть реакцiї А+2В = АВ₂ збiльшилася у 8 разiв (температурний коефiцiєнт швидкостi реакцiї – 2)?

31. Обрахувати температурний коефіцієнт швидкості деяких реакцій, якщо при підвищенні температури: а) від 50 до 100° С швидкість реакції збільшилась в 16 разів; б) від 50 до 100° С швидкість реакції збільшилась в 1200 разів.

32. Температурний коефіцієнт швидкості деякої реакції рівний 1,5. У скільки разів збільшиться швидкість даної реакції при підвищенні температури на 50 і на 20 °С?

33. В якому напрямку зміниться рівновага в системах:
а) СО_(г) + Cl_2(г) Û COCl_2(г)
б) Н_2(г) + І_2(г) Û 2НІ_(г) у випадку збільшення концентрації галогену?

34.Записати вирази для констант рiвноваги оборотних реакцiй:
а) СО₂+С Û 2СО; б) Fe₃O₄+4H₂ Û Fe + 4H₂O.
Вказати напрямок змiщення рiвноваги при пiдвищеннi тиску.

35. Як слiд змiнити концентрацiю СО, щоб рiвновага в системi
2C+O₂ Û 2CO +Q змiстилася вправо?

36. Записати вирази для констант рiвноваги ендотермiчних оборотних реакцiй:
СО₂+СÛ2СО; Fe₃O₄+4H₂ÛFe+4H₂O

37. Записати вирази для констант рiвноваги ендотермiчних оборотних реакцiй:
а) СО₂ + С Û 2СО – Q; б) Fe₃O₄+4H₂ Û 3Fe+4H₂O – Q.
Вказати напрямок змiщення рiвноваги при пiдвищеннi температури.

38. Як з допомогою температури змiстити вправо хiмiчну рiвновагу в системi
Fe₃O₄+4СO Û 3Fe+4CO₂ – 43,7 кДж

39.Як змiститься рiвновага реакцiї 2CO+O₂ Û 2CO₂+Q при пiдвищеннi температури?

40.Як з допомогою температури змiстити вправо хiмiчну рiвновагу в системi
H₂O+С Û CO+H₂ – 132 кДж.

 

Лабораторна робота №2: