Рхту экзамен по онх 2 семестр

Логин или адрес электронной почты

Пароль

Некоторые курсы, возможно, открыты для гостей

---

С этим файлом связано 1 файл(ов). Среди них: Курсовач. копммммя.docx.
Показать все связанные файлы

---

Подборка по базе: план конспект по Технческой подготовке ПОЛИСПАС.docx, План конспект Строевая.doc, Презентация Задачи с обручами..pptx, Контрольные задачи 1.docx, 2 задачи по Римскому праву .docx, «Тренировка личного состава к работе в изолирующих противогазах , Куприн. Конспект урока в 6 классе.odt, ИПЗ Задачи Прокопова готовые.doc, Ю.Б. Голицынский — Грамматика Ключи К Упражнениям (Издание Вось, Практические задачи 6.1_Административное право РФ.doc

---

Конспект лекций, задачи и упражнения

Допущено Учебно-методическим объединением по образованию в области химической технологии и биотехнологии в качестве учебного пособия для студентов вузов, обучающихся по химико-технологическим направлениям подготовки дипломированных специалистов

Москва 2004

ОГЛАВЛЕНИЕ

Введение1. Энергетика процессов1.1. Внутренняя энергия, энтальпия 1.2. Термохимия, закон Гесса1.3. Энтропия1.4. Энергия Гиббса1.5. Критерий самопроизвольного протекания процессов1.6. Изменение энергии Гиббса в окислительно-восстановительных реакцияхЗадачи и упражнения2. Химическое равновесие

2.1. Истинное и кажущееся равновесие, смещение равновесия

2.2. Количественные характеристики равновесияЗадачи и упражнения3. Некоторые равновесия в растворах3.1. Образование растворов, растворимость3.2. Равновесие диссоциации электролитов3.3. Шкала термодинамических функций образования ионов в водных растворах3.4. Равновесие растворения и диссоциации малорастворимого электролита3.5. Равновесие диссоциации воды, буферные растворы3.6. Гидролиз солейЗадачи и упражнения4. Комплексные соединения4.1. Общие сведения о комплексных соединениях4.2. Образование и разрушение комплексных соединений. Диссоциация комплексных соединенийЗадачи и упражнения5. Окислительно-восстановительные реакции6. Эквивалент, закон эквивалентовЗадачи и упражненияПриложениеЗаключениеРекомендуемая литература

УДК 546 (075.8)

ББК 24.1:24.53

С60

Рецензенты

Кандидат химических наук, доцент, заведующий кафедрой неорганической и аналитической химии Московской сельскохозяйственной академии имени К.А. Тимирязева С.Н. Смарыгин

Доктор химических наук, профессор, заведующий кафедрой физической химии Российского химико-технологического университета имени Д.И. Менделеева А.В. Вишняков

Соловьев С.Н.

С 60 Начала химии. Теоретические основы химии. Конспект лекций, задачи и упражнения. М.: РХТУ им. Д.И. Менделеева. 2004. 148 с.

ISBN 5-7237-0463-Х

В пособии рассматриваются: элементы химической термодинамики; основы учения о равновесии; равновесия в растворах электролитов; комплексные соединения; эквивалент и закон эквивалентов.

УДК 546 (075.8)

ББК 24.1:24.53

ISBN 5-7237-0463-Х

© Российский химико-технологический университет им. Д.И. Менделеева, 2004

© Соловьев С.Н., 2004

ВВЕДЕНИЕ

 В вузах химического и химико-технологического профиля изучению неорганической химии обычно предшествует дисциплина, где излагаются основные закономерности протекания химических процессов и современные представления о строении вещества. Традиционно в нее включаются элементы химической термодинамики, основы учения о равновесии и рассмотрение ряда важнейших равновесий в водных растворах, общие сведения о протекании химических реакций; элементы теории строения молекул и химической связи, представления о межмолекулярном взаимодействии, теория химической связи в комплексных соединениях и общая информация об этих соединениях.

Данное пособие представляет собой первую часть сжатого конспекта лекций по теоретическим основам химии, оно содержит большое число разобранных задач и заданий, закрепляющих усвоение основного лекционного материала и дающих практические навыки его использования. Такое сочетание лекционного и семинарского материала позволяет самостоятельно изучать необходимые разделы курса, готовиться к зачетам и экзаменам.

В пособие включен материал по следующим разделам курса: элементы химической термодинамики, учение о равновесии, равновесия в растворах, окислительно-восстановительные реакции, комплексные соединения, эквиваленты и закон эквивалентов.

Пособие будет полезно студентам медицинских, химических и технологических вузов, старшеклассникам, занимающимся углубленным изучением химии, и их педагогам.

1. ЭНЕРГЕТИКА ПРОЦЕССОВ

1.1. Внутренняя энергия, энтальпия

 Химическая термодинамика, элементы которой используются в общехимических курсах, оперирует так называемыми характеристическими функциями или функциями состояния, позволяющими через значения самих функций и их производных определить любое термодинамическое свойство. Познакомимся с некоторыми из них.

Системой в термодинамике называют тело (вещество, несколько веществ) или группу взаимодействующих тел, мысленно выделяемых, обособляемых от окружающей среды. Примеры систем: Земля, колонна синтеза аммиака, пробирка с реактивами. Система, имеющая постоянный объем и рассматриваемая как необменивающаяся веществом и энергией с окружающей средой, называется изолированной. Создать действительно изолированную систему практически невозможно.

Движение представляет собой неотъемлемое свойство материального мира, мерой движения является энергия. Теплота и работа представляют собой виды энергии. В первом случае (теплота) энергия передается путем хаотического столкновения молекул на границе соприкасающихся тел. Работа качественно разнообразна (работа в поле тяготения, работа электрического поля, работа расширения и т.д.), отражая различные виды взаимодействия, и характеризуется перемещением большого числа частиц.

Закон сохранения энергии (или первый закон термодинамики) утверждает: теплота Q, поведенная к системе, расходуется на совершение системой работы A и на изменение ее внутренней энергии U:

 Q = U + A. (1.1)

 Внутренняя энергия представляет собой однозначную, конечную и непрерывную (а значит, и дифференцируемую!) функцию состояния, аргументами которой являются температура, давление, природа и число молей вещества и т.д. Как дифференцируемая функция внутренняя энергия обладает свойством независимости ее изменения при переходе от начального состояния (1) к конечному (2) от пути перехода:

 U=U₂ – U₁. (1.2)

 А вот теплота в общем случае не является дифференцируемой функцией.

Внутренняя энергия системы подразумевает общий ее запас, включая энергию поступательного и вращательного движения молекул, внутримолекулярную энергию электронов, внутриядерную энергию и т.д. Фактически абсолютная ее величина зависит от уровня наших знаний о различных видах энергии, а также о фундаментальных частицах и характере их взаимодействия. Поэтому до тех пор пока не решена проблема существования последней фундаментальной частицы, сама проблема определения абсолютного значения внутренней энергии лишена смысла.

Обычно работу разделяют на полезную и работу расширения:

 А = А_пол + А_расш . (1.3)

 Работа расширения может быть найдена следующим образом:

 , (1.4)

где Р — давление, V — объем.

Для изобарного процесса (P=const) уравнение (1.4) принимает вид:

  . (1.5)

 

Рис. 1. К пояснению физического смысла газовой постоянной

Отметим, что любая химическая система, в которой происходит изменение объема, будет характеризоваться работой расширения. В связи
с обсуждением этой величины обратимся к физическому смыслу универсальной газовой постоянной R. Рассмотрим систему, содержащую 1 моль идеального газа, находящегося при постоянном давлении в цилиндре под невесомым поршнем, двигающемся без трения. Систему нагрели на 1 K, газ расширился, поршень поднялся, совершена работа расширения (рис.1).

Состояния газа описываются уравнением Менделеева-Клапейрона для начального состояния системы PV₁ = RТ и для конечного состояния PV₂ = R (Т+1). Работа расширения согласно (1.4) и (1.5) составит:

 А_расш = PV = PV₂ – PV₁ = R (T+1) – RT = R.

 Таким образом, численное значение универсальной газовой постоянной равно работе расширения 1 моль идеального газа, находящегося при постоянном давлении, при нагревании на 1 К.

Рассмотрим систему при постоянном давлении, для которой отсутствует полезная работа (А_пол = 0). Согласно соотношениям (1.1) и (1.5):

 Q_P=U+A_расш = U+PV=U₂–U₁+PV₂–PV₁=U₂+PV₂–(U₁+PV₁). (1.6)

 Вводим новую термодинамическую функцию, называемую энтальпией, которая определяется соотношением:

 H = U+РV . (1.7)

 Соответственно выражение (1.6) приобретает вид:

 Q_P=H₂–H₁=H. (1.8)

 Как видно из определения, энтальпия будет обладать свойством независимости ее изменения при переходе от начального состояния к конечному от пути перехода; она является однозначной, конечной и непрерывной функцией состояния. Абсолютные значения энтальпий, как и абсолютные значения величин внутренней энергии, неизвестны.

Поэтому в учебной и научной литературе слово «изменение» в выражениях типа «изменение энтальпии (внутренней энергии) в процессе» опускают и говорят об «энтальпии (внутренней энергии) процесса», понимая под этим величины H и U. Подчеркнем, что изобарный режим (в основном Р=1 атм) является наиболее распространенным для лабораторной и промышленной реализации различных процессов.

  1.2. Термохимия, закон Гесса

 Раздел химии, в котором изучают тепловые эффекты химических реакций, называется термохимией. Термохимия оперирует так называемыми термохимическими уравнениями, представляющими собой обычные химические уравнения, в которых указана величина сопровождающего реакцию теплового эффекта и термодинамическое состояние каждого из участников. Под последним понимают температуру, агрегатное состояние участников, состав и концентрации растворов.

Термодинамика использует так называемую эгоистическую систему знаков величин тепловых эффектов: экзотермическим процессам, идущим с тепловыделением, соответствуют отрицательные величины энтальпий. Наоборот, эндотермическим процессам соответствуют положительные значения величин H и U. Примеры термохимических уравнений процессов:

 N_{2 (г)} + 3H_{2 (г)}= 2NH_{3 (г)}; H₂₉₈ = – 92 кДж;

 NaOH (р-р NaOH  100 H₂O) + HCl (р-р HCl  100 H₂O) =

= NaCl (р-р NaCl  201 H₂O) + H₂O _(ж); H₂₉₈ = – 57 кДж

 Нижний подстрочный индекс у величин H указывает температуру, к которой отнесен тепловой эффект.

Рассмотрим систему, в которой отсутствует полезная работа. Тогда, согласно (1.1) и (1.4) при постоянном объеме: Q_V=U, а при постоянном давлении согласно (1.8): Q_P=H. Иными словами, в этих двух случаях тепловой эффект процесса не зависит от пути перехода от исходных веществ к продуктам реакции. Эта закономерность и представляет собой основной закон термохимии, установленный чисто экспериментально в 1840 г. нашим соотечественником Г.И. Гессом: энтальпия (внутренняя энергия) химической реакции не зависит от пути перехода от начальных веществ к продуктам реакции, а определяется только видом и состоянием этих исходных веществ и продуктов. Закон Гесса позволяет производить с термохимическими уравнениями алгебраические операции: складывать, вычитать, умножать и делить на постоянное число. Проиллюстрируем это на простом примере. Пусть известны энтальпии следующих процессов:

1) N_{2 (г)} + O_{2 (г)} = NO _(г); H₁ = 90,2 кДж;

2) NO _(г) + O_{2 (г)} = NO_{2 (г)}; H₂ = – 56,8 кДж;

Необходимо найти энтальпию процесса:

3) N_{2 (г)} + O_{2 (г)} = NO_{2 (г)}; H₃ .

 Как видно, искомое термохимическое уравнение получается сложением первого и второго термохимических уравнений, соответственно:

 H₃=H₁+H₂=90,2+(–56,8)=33,4 кДж.

 Различным типам физических и химических процессов соответствуют различные величины энтальпий:

 К(к) = К(ж); H_плавл

H₂O (ж) = H₂O (г); H_испар

NaOH (р-р) + HBr (р-р) = NaBr (р-р) + H₂O (ж); H_нейтр .

 Наиболее важны энтальпии образования и энтальпии сгорания. Под энтальпией образования вещества понимают энтальпию процесса образования 1 моль этого вещества из простых веществ при данной температуре. При этом совершенно безразлично – осуществим этот процесс или нет. Примеры (Т=298,15 К):

 Ca (к) + C (к,графит) + O₂ (г) = CaCO₃ (к); H=H_обр CaCO₃ (к);

N₂(г)+2Cr(к)+4H₂(г)+ O₂(г) = (NH₄)₂Cr₂O₇ (к); H=H_обр(NH₄)₂Cr₂O₇(к).

 Отметим, что при наличии у простого вещества аллотропных модификаций в термохимических уравнениях для энтальпий образования используется наиболее устойчивая из них. При 298,15 К из аллотропных модификаций углерода таковой является графит, у олова – олово белое, у серы – сера ромбическая т. д. Единственное исключение – фосфор, для которого в качестве простого вещества взят не более устойчивый красный фосфор, а более реакционноспособный белый фосфор.

Под энтальпией сгорания вещества понимают энтальпию сгорания 1 моль этого вещества при данной температуре с образованием CO₂(г)
и H₂O(ж), состав остальных веществ указывают специально, например:

(CH₃)₂S(г)+ O₂(г) = 2CO₂(г)+3H₂O(ж)+S(к); H=H_сгор(СH₃)₂S до S

(CH₃)₂S(г)+ O₂(г) = 2CO₂(г)+3H₂O(ж)+SO₂ (г);

H=H_сгор(СH₃)₂S до SO₂ .

  Особое значение имеют стандартные величины; они относятся к процессам, где все участники находятся в так называемых стандартных состояниях.

За стандартное состояние индивидуальных жидких и кристаллических веществ принимается их реальное состояние при данной температуре и давлении 1 атм (101325 Па).

Определения стандартных состояний для газов и растворов связаны с понятиями «идеальный газ» и «идеальный раствор». Как известно, состояние всех идеальных газов (и части реальных газов при низких давлениях) описывается уравнением Менделеева-Клапейрона:

 PV=nRТ, (1.9)

 где n — число молей газа.

Уравнения же состояния реальных газов сложны, громоздки и практически индивидуальны для каждого газа. С целью сохранить простую и единообразную форму описания всех реальных газовых систем поступают следующим образом. Вводится функция, называемая фугитивностью f или летучестью, рассматриваемая как исправленное давление, и все проблемы отклонений свойств реальных газов от свойств идеальных газов сводятся к нахождению этой величины. Другими словами фугитивностью называют такую величину, которая связана с другими термодинамическими характеристиками реального газа так же, как с ними связано давление в случае идеального газа. Таким образом, уравнения состояния:

 для идеального газа PV=nRT;

для реального газа fV=nRT

 Совершенно аналогичная ситуация с идеальными и реальными растворами. Напомним, что модели идеального газа и идеального раствора идентичны, что отражается термином «идеальный раствор газов».

Активностью называют такую величину, которая связана с другими термодинамическими характеристиками реальных растворов так же, как
с ними связана концентрация в случае идеальных растворов. Активность а связана с концентрацией с через коэффициент активности . Именно последний и отражает степень отклонения свойств реального раствора от свойств идеального раствора, его численное значение зависит от способа выражения концентрации. Обратимся теперь к определениям стандартных состояний для газов и растворов.

За стандартное состояние газообразных веществ принимают гипотетический идеальный газ, фугитивность которого равна единице, а энтальпия – энтальпии реального газа при давлении, стремящемся к нулю. За стандартное состояние раствора (в отношении растворенного вещества) принимают гипотетический идеальный раствор, активность растворенного вещества в котором равна единице, а энтальпия – энтальпии растворенного вещества в реальном бесконечно разбавленном растворе. Если же раствор рассматривается как единая система, то используется данное выше определение стандартного состояния для индивидуальной жидкости. Отметим, что в отношении только энтальпийных характеристик определения стандартных состояний газов и растворов сравнительно просты – за стандартное состояние принимается реальный бесконечно разреженный газ или реальный бесконечно разбавленный раствор, соответственно. Величины стандартных энтальпий образования обычно при 298,15К табулированы (некоторые величины приведены в табл. 1 приложения) и в первую очередь используются при расчетах стандартных энтальпий процессов. Основанием для этого является первое следствие из закона Гесса:

 H_{реакции} = (продуктов) – (исходных веществ), (1.11)

 где n_i и n_j – числа молей (коэффициенты в уравнении).

Для этой же цели можно воспользоваться и вторым следствием из закона Гесса:

 H_{реакции} = (исходных веществ) – (продуктов). (1.12)

 Проиллюстрируем эти закономерности на примере реакции:

 3C₂H₂ (г) = C₆H₆ (ж); .

 Реакции образования:

1) 6С (к,графит) + 3H2 (г) = С6H6 (ж)	1
2) 2С (к,графит) + H2 (г) = С2H2 (г)	(-3)

 Искомая реакция получается сложением первой реакции со второй, умноженной на (-3), соответственно:

 = – 3 = С₆H₆ (ж) – 3 С₂H₂ (г) .

Реакции сгорания:

1) C6H6 (ж) + 7,5О2 (г) = 6СО2 (ж) + 3H2O (ж)	(-1)
2) С2H2 (г) + 2,5 О2 (г) = 2СО2 (ж) + H2O (ж)	3

 Искомая реакция получается вычитанием первой реакции из утроенной второй реакции, соответственно:

 = 3 – = 3 С₂H₂ (г) – С₆H₆ (ж).

 Наконец, назовем третье следствие из закона Гесса:

 H прямого процесса = — H обратного процесса

 Рассмотрим некоторые примеры использования закона Гесса.

а) Энтальпия образования кристаллогидрата из безводной соли и воды.

Пусть требуется определить энтальпию следующего процесса:

 А(к) + n H₂O (ж) = An H₂O (к); .

 Экспериментально осуществить этот процесс и измерить его тепловой эффект практически невозможно. При этом сравнительно легко измерить энтальпии следующих процессов:

 1) А(к) + Х H₂O (ж) = A(р-р, АХ H₂O); ;

2) АnH₂O (к) + (X-n) H₂O (ж) = A(р-р, АХ H₂O); .

 Как видно, искомое уравнение получается вычитанием второго уравнения из первого, соответственно: H_X = H₁ — H₂ .

Можно представить рассматриваемые процессы в виде следующей схемы:

По закону Гесса энтальпия перехода из начального состояния к конечному не зависит от пути перехода, то есть H₁=H_X+H₂ .

 б) Энтальпия связи.

Под энтальпией (энергией) связи А–В в молекуле АВ понимают энтальпию (энергию) разрыва 1 моль названных связей, при этом атомы разводятся на бесконечно большое расстояние. Понятно, что разорвать связи на атомы возможно только в газовой фазе. Например:

 HCl (г) = H (г) + Cl (г); H⁰=H⁰_{связи H—Cl} .

 Под средней энтальпией связи А–В в молекуле АВ_n, понимают часть энтальпии разрыва всех связей в 1 моль молекул АВ_n до состояния атомов, атомы разводятся на бесконечно большое расстояние. Например:

 NH₃ (г) = N (г) + 3H (г); H⁰=3H⁰_{ср.связи N—H} .

 Энтальпии связей могут быть найдены на основе первого следствия из закона Гесса по величинам энтальпий образования атомов и молекул; возможно и комбинирование термохимических уравнений. Например, требуется определить энтальпию связи в молекуле NO на основе данных по энтальпиям связей в молекулах N₂ и О₂, а также энтальпии образования NO. Запишем все исходные данные соответствующими термохимическими уравнениями:

 1) N₂ (г) = 2N (г);   ;

2) O₂ (г) = 2O (г);   ;

3) O₂ (г) + N₂ (г) = NO (г);  _г .

 Термохимическое уравнение искомого процесса:

 NO (г)=N (г)+O (г);

 может быть получено вычитанием третьего уравнения из полусуммы первого и второго уравнений. Соответственно:

  .

 Отметим, что комбинирование термохимических уравнений собственно и привело к расчету, основанному на первом следствии из закона Гесса.

  1.3 Энтропия

 Один из важнейших вопросов для химика, на который термодинамика дает ответ, – возможность и условия протекания химических реакций.

Самопроизвольными называют процессы, протекающие самопроизвольно, то есть без привлечения работы извне. А вот в результате осуществления таких процессов как раз и может быть выполнена работа против внешних сил. Примеры самопроизвольных процессов: переход теплоты от горячего тела к холодному, реакция нейтрализации, взрыв смеси водорода с кислородом.

Несамопроизвольными называют процессы, для протекания которых необходима затрата работы извне. Примеры несамопроизвольных процессов: переход теплоты от холодного тела к горячему, распад воды на водород и кислород при комнатной температуре.

Термодинамика оперирует так называемыми равновесными процессами, проходящими через одни и те же состояния, бесконечно близкие к равновесию. Такие процессы являются идеальными, гипотетическими. Реальные, то есть самопроизвольные процессы, в той или иной степени неравновесны.

Под химически обратимыми понимают реакции, которые могут идти в прямом и обратном направлениях. Термодинамически обратимыми называют равновесные процессы, протекающие в прямом, а затем – обратном направлениях так, что не только система, но и окружающая среда возвращаются в исходное состояние. Это без сомнения идеальные (абстрактные) процессы.

Познакомимся еще с одной термодинамической функцией – энтропией S. Ее изменение для обратимого изотермического перехода теплоты от системы к системе составляет:

 S=S₂–S₁= или S= . (1.13)

 Это соотношение фактически выражает второй закон термодинамики.

Для неравновесных (реальных, самопроизвольных) переходов изменение энтропии равно:

S=(S₂–S₁)> . (1.14)

 Объединяя эти соотношения, получим:

 . (1.15)

 В этом выражении знак равенства относится к обратимым (гипотетическим, нереальным) процессам, а знак неравенства – к реальным (самопроизвольным) процессам.

Энтропия, аналогично энтальпии и внутренней энергии, является однозначной, конечной и непрерывной функцией состояния. Она зависит от природы вещества, агрегатного состояния, температуры, давления. Эта термодинамическая функция чрезвычайно чувствительна к внутреннему устройству системы, степени ее упорядоченности. Наблюдаемое (макроскопическое) состояние системы может существовать при различных распределениях молекул (частиц) по скоростям и координатам, то есть реализуется различными микросостояниями. Число таких микросостояний, которыми реализуется данное макросостояние, называется термодинамической вероятностью W. В отличие от математической вероятности, принимающей значения от нуля до единицы, термодинамическая вероятность – огромное число. Энтропия 1 моль вещества связана с термодинамической вероятностью следующим соотношением:

 S=RlnW. (1.16)

 По мере понижения температуры число распределений частиц системы по координатам и скоростям уменьшается, то есть уменьшается W. В пределе при 0 К частицы (молекулы) «застынут» и данное макросостояние будет реализовано одним единственным распределением частиц по координатам и скоростям, иными словами термодинамическая вероятность будет равна единице, следовательно согласно соотношению (1.16) энтропия будет равна нулю:

 T  0 K; W  1; S  0. (1.17)

Соотношение (1.17) выражает суть третьего закона термодинамики, согласно которому при 0 К энтропия правильно образованного кристалла любого простого вещества или соединения в чистом состоянии равна нулю. Этот закон открывает путь для определения абсолютных величин энтропии. Если вещество находится в стандартном состоянии, то оно характеризуется стандартной энтропией. Величины стандартных энтропии некоторых веществ и ионов при 298,15 К приведены в табл. 1 приложения.

Отметим, что энтропия газа гораздо больше энтропии жидкости, которая в свою очередь больше энтропии кристалла (рис. 2). Это позволяет проводить оценку знака величины S процесса, которая рассчитывается согласно соотношению:

S_{реакции} = (продуктов) — (исходных веществ).

  

 Рис. 2. Температурная зависимость энтропии

 Какую же общую полезную информацию дает энтропия для химика?

1. Энтропия характеризует степень упорядоченности в системе, в данном конкретном веществе. Чем ниже S, тем меньше W, тем более компактно вещество, имеет большую твердость, плотность; кристаллические вещества характеризуются меньшей энтропией, чем аморфные вещества, энтропия возрастает с увеличением атомной и молярной масс.

2. Соотношение (1.15) для изолированной системы (Q=0) принимает вид:

S 0. (1.18)

 Соотношение (1.18) означает, что для изолированной системы, в которой протекают обратимые процессы, энтропия постоянна (S=0) и возрастает (S>0) в необратимом (реальном, самопроизвольном) процессе. Таким образом, получаем критерий самопроизвольного протекания процессов
в изолированной системе – самопроизвольно идут процессы, приводящие к росту энтропии. Очевидно, самопроизвольное течение процесса будет возможно до тех пор, пока энтропия не достигнет максимального значения. Указанный критерий весьма ограниченный, так как изолированные системы крайне редки. Познакомимся с более общим критерием, и предварительно введем еще одну термодинамическую функцию.

  1.4. Энергия Гиббса

 Рассмотрим систему, находящуюся при постоянных температуре и давлении. Объединим вместе соотношения (1.1), (1.3), (1.5) и (1.15):

 TS U + PV + A_пол . (1.19)

 Выражаем величину А_пол через термодинамические функции:

 –А_пол U + PV – TS = U₂–U₁ + P(V₂–V₁) – T (S₂–S₁)=

=U₂+PV₂–TS₂–(U₁+PV₁–TS₁). (1.20)

 Вводим новую термодинамическую функцию, называемую энергией Гиббса:

G  U + PV – TS = H – TS. (1.21)

 Из определения этой функции следует, что абсолютное ее значение, как и функций Н и U, неизвестно, изменение этой функции при переходе от начального состояния к конечному не зависит от пути перехода.

Аналогично введенным выше величинам энтальпий образования, энтальпий сгорания, стандартных энтальпий процессов вводим величины энергий Гиббса образования, энергий Гиббса сгорания, стандартных энергий Гиббса процессов. По следствию из закона Гесса энергия Гиббса химической реакции может быть найдена:

G_{реакции} = (продуктов) — (исходных веществ), (1.22)

 где n_i, n_j – числа молей (коэффициенты в уравнении).

Величины стандартных энергий Гиббса образования веществ обычно при 298,15 К табулированы (некоторые значения представлены в табл. 1 приложения).

Физический смысл энергии Гиббса вытекает из соотношения (1.20) –энергия Гиббса в равновесном процессе с точностью до знака равна полезной работе, которую может совершить система. В случае протекания неравновесных процессов энергия Гиббса будет (с обратным знаком) равна максимально возможной полезной работе, которую может совершить система.

  1.5. Критерий самопроизвольного протекания процессов

 При постоянных температуре и давлении, как уже говорилось выше, из соотношения (1.20) следует:

 G –A_пол . (1.23)

При отсутствии полезной работы получаем:

 G 0. (1.24)

 Из этого соотношения следует, что при протекании обратимых химических реакций энергия Гиббса неизменна (G=0), а при протекании реальных, самопроизвольных процессов она уменьшается. Иными словами, получаем общий критерий (при постоянных температуре и давлении) самопроизвольного протекания процесса: при P=const, T=const самопроизвольно протекают только процессы, сопровождающиеся уменьшением энергии Гиббса. Пределом протекания процесса будет состояние с минимальным при данных условиях значением энергии Гиббса. После достижения минимума энергия Гиббса перестает изменяться и G=0, система находится в состоянии равновесия. Например, взрыв смеси водорода и кислорода –

 H₂ (г) + O₂ (г) = H₂O (ж); =–237 кДж

 – самопроизвольный процесс: достаточно внести в эту смесь спичку или катализатор и мгновенно начинается реакция. Обратный процесс – разложение воды при 298,15 К на водород и кислород – имеет значение энергии Гиббса 237 кДж/моль. Это несамопроизвольный процесс, для его реализации необходимо привлечение работы извне, например, работы электрического тока. Таким образом, приходим к выводу, что критерием невозможности самопроизвольного протекания процесса будет положительное значение энергии Гиббса этого процесса.

Подчеркнем, что высказанный критерий самопроизвольного протекания процесса имеет принципиальный характер, он является необходимым условием для самопроизвольного протекания процесса. Достаточные же условия составляют область химической кинетики. Сказанное можно иллюстрировать следующей схемой:

Из соотношения (1.21) следует, что

 G = H – TS. (1.25)

 Поэтому при анализе вопроса о возможности самопроизвольного протекания процесса необходимо рассматривать два вклада (H и TS) или, как говорят, энтальпийный и энтропийный факторы. Самопроизвольное течение процесса возможно при:

H<0 и S>0	H > 0 и S > 0, если TS > H
H < 0 и S < 0, если | > |TS|

 Энергия Гиббса является мерой химического сродства, чем отрицательнее G химической реакции, тем проще, в более мягких условиях идет процесс.

В интервалах температур порядка сотен Кельвинов температурная зависимость величин H и S невелика и ею можно пренебречь. Иными словами, точное соотношение G_T=H_T–TS_T заменяется приближенным

 G_TH₂₉₈–TS₂₉₈ . (1.26)

 Это выражение позволяет оценивать значения энергии Гиббса при температурах, отличных от 298,15 К. Например, необходимо оценить условия, при которых самопроизвольно протекает реакция:

 СаСО₃ (к) = СаO (к) + СO₂ (г) .

 Характеристики этой реакции при 298,15 К:

 G⁰₂₉₈=G⁰_{обр.CO2 (г)}+ G⁰_{обр.CaO (к)}–G⁰_{обр.CaCO3 (к)} =130,6 кДж;

H⁰₂₉₈=H⁰_{обр.CO2 (г)}+ H⁰_{обр.CaO (к)}–H⁰_{обр.CaCO3 (к)} =178,4 кДж;

S⁰₂₉₈=S⁰_{CO2 (г)} + S⁰_{CaO (к)}–S⁰_{CaCO3 (к)} = 160,5 Дж/К.

 При 298,15 К данная реакция самопроизвольно не протекает ( ), энтальпия и энтропия реакции также положительны. А это означает, что
с ростом температуры отрицательный энтропийный вклад будет расти и после достижения определенной температуры превысит положительный энтальпийный вклад. Границей перехода от запрещенного процесса к самопроизвольному протеканию является G_T=0.

Тогда, согласно соотношению (1.25) получаем:

  ;

  Таким образом, при температурах выше 839⁰С разложение карбоната кальция станет самопроизвольным процессом.

  1.6. Изменение энергии Гиббса в окислительно-восстановительных реакциях

 Традиционно химические реакции делят на обменные и окислительно-восстановительные. Под последними понимают реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов в молекулах реагирующих веществ. Для подобных процессов критерий самопроизвольного протекания может быть выражен через так называемые величины электродных потенциалов.

Рассмотрим систему, состоящую из металлического электрода, например медного, погруженного в раствор соли этого металла. Концентрация ионов Cu²⁺ в металле при данных условиях постоянна, концентрация же этих ионов в растворе определяется концентрацией соли. В зависимости от последней на границе металл-раствор начинается либо переход ионов Cu²⁺ в раствор, либо осаждение этих ионов на поверхности электрода. Так или иначе, поверхность металла становится заряженной, для компенсации этого заряда из раствора подойдут к поверхности металла ионы противоположного знака. На границе металл-раствор возникает так называемый двойной электрический слой, характеризующийся соответствующим скачком потенциала. Экспериментально измерить его величину невозможно.

Поскольку измерению поддается лишь величина электродвижущей силы (ЭДС) электрохимической цепи, то опытным путем можно определить только относительные величины так называемых электродных потенциалов, ЭДС цепи, составленной из данного электрода и некоторого стандартного электрода, потенциал которого условно принимают равным нулю. В качестве стандартного электрода или электрода сравнения принят обратимый водородный электрод, в котором газообразный водород находится при давлении 1 атм и насыщает платиновый электрод. Раствор, в который помещен водородный электрод, содержит ионы водорода с активностью, равной единице.

Таким образом, электродным потенциалом Е данного электрода называют ЭДС элемента, составленного из этого электрода и водородного электрода. Например, для нахождения электродного потенциала меди надо составить следующий электрохимический элемент:

 (-) Pt, H₂ | H⁺,aq | Cu²⁺,aq | Cu(+).

 Понятно, что для записи уравнений электродных полуреакций и введения соответствующей системы знаков величин электродных потенциалов возможны два подхода. Наиболее распространен вариант, где электродные полуреакции записывают в окислительной форме, а система знаков такова, что написанному медному электроду соответствует (в стандартных условиях) положительное значение электродного потенциала. В этой системе знаков значение ЭДС () процесса будет находиться по соотношению:

  = Е_окисл – Е_восст. (1.27)

Гораздо более многочисленны электроды, реакции на которых не связаны с выделением веществ из раствора или растворением материала электрода. Перенос электронов в таких реакциях связан с изменением зарядов ионов в растворе. Примером такого электрода является электрод, состоящий из платиновой пластины, опущенной в раствор, содержащий соли железа (II) и (III). Платина индифферентна к указанным соединениям и служит лишь переносчиком электронов:

Платиновый электрод получает положительный заряд и притягивает анионы из раствора; на поверхности электрода образуется двойной электрический слой и возникает соответствующий скачок потенциала. Его величина (при постоянных температуре и давлении) зависит только от концентраций солей железа (I1) и (III) в растворе. Знак потенциала и его величина определяются относительно водородного электрода.

Некоторые величины стандартных электродных потенциалов при 298,15 К приведены в табл. 2 приложения.

Полезная работа А_пол электрохимического элемента представляет собой работу электрического тока и может быть найдена:

 А_элек = q = nF, (1.28)

 где q — количество электричества, n – число электронов, отдаваемых или присоединяемых в элементарном акте, F – число Фарадея.

Согласно (1.20) для обратимых процессов G= –А_пол = –nF. Самопроизвольному течению процесса соответствует отрицательное значение энергии Гиббса, следовательно, для реакций, протекающих в электрохимических элементах (окислительно-восстановительных реакций) должно выполняться: –nF < 0. Поскольку n и F положительны, то приходим к заключению, что самопроизвольно протекают те окислительно-восстановительные реакции, для которых величины ЭДС положительны. Например, определим, возможно ли в стандартных условиях окисление перманганатом калия ионов Fe²⁺ и Co²⁺ до Fe³⁺ и Со³⁺ в кислой среде. Величины электродных потенциалов:

 MnO₄^– + 8H⁺ + 5ē = Mn²⁺ + 4H₂O; =1,51 В (окисл);

Fe³⁺ + ē = Fe²⁺; =0,77 В (восст);

Co³⁺ + ē = Co²⁺; =1,82 В (восст).

Для первого процесса

 = = 1,51–0,77 = 0,74 В.

 Для второго процесса

 = = 1,51–1,82 = –0,31 В.

 Как видно, самопроизвольное течение возможно лишь для первого процесса. Вторая реакция запрещена, перманганат-ион не может окислить ион Co²⁺ до Co³⁺, а наоборот — в кислой среде ион Co³⁺ окисляет Mn²⁺ до перманганат-иона.

Зависимость величины электродного потенциала от температуры и концентраций реагирующих веществ будет приведена ниже.

  Задачи и упражнения

РОССИЙСКИЙ ХИМИКО-ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ
УНИВЕРСИТЕТ имени Д.И. Менделеева

Mendeleev University of Chemical Technology

Новости

Дополнительная сессия

Дополнительная сессия состоится 13, 14, 15 сентября 2021 года.

Для студентов заочной формы обучения — в дистанционном формате.

Расписание

Библиотека

Всю взятую в библиотеке литературу

до 09 июля 2021 года

График работы АУЛ пн — пт 10.00 — 18.00
АУЛ КСК пн — пт 16.00 — 21.00

Летняя сессия 2020-2021 учебного года

Дополнительная экзаменационная сессия

В связи с распоряжением 59-Р от 31 марта 2021 года дополнительная экзаменационная сессия будет организована
с 26 по 28 апреля 2021 года в очном и дистанционном формате.

При выборе дистанционного формата сдачи задолженностей необходимо прислать на адрес [email protected] следующие данные:

ФИО полностью, номер группы, дисциплина и семестр (если дисциплина многосеместровая).

Данные будут переданы на кафедры.

По спецкурсам можно обращаться к ведущим преподавателям или на спецкафедры.

Экзамен по дисциплине «Общая и неорганическая химия»

Уважаемые студенты!
24, 25, 26 ноября у вас есть возможность сдать экзамен по дисциплине «Общая и неорганическая химия».

Экзамен будет проходить устно на платформе Zoom по направлению деканата.

Информацию о том, сданы у студента лабораторные работы или нет, допущен ли он до экзамена, каждый преподаватель доводит до сведения руководства кафедры. Поэтому в первую очередь студенты, планирующие сдавать экзамен, должны связаться со своим преподавателем для того, чтобы сдать все не сданные лабораторные работы (контрольные карточки к лабораторным работам) и получить возможность сдавать экзамен (добрать баллы).

Все студенты, планирующие сдавать экзамен, должны написать до 19.00 22 ноября информационное письмо на адрес [email protected] , в котором необходимо указать ФИО, группу, ведущего преподавателя, количество баллов в семестре, планируемую дату экзамена и семестр, за который студент планирует сдавать экзамен.

Ещё раз обращаем ваше внимание: к экзамену студента допускает ведущий преподаватель, о чем и сообщает руководству кафедры. Деканат направляет заведующему кафедрой ОНХ информацию о допущенных к экзамену студентах.

Источник

РОССИЙСКИЙ ХИМИКО-ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ
УНИВЕРСИТЕТ имени Д.И. Менделеева

Mendeleev University of Chemical Technology

Новости

Общее собрание студентов 1 курса заочного отделения (2021 год поступления)

30 сентября 2021 г. (четверг)

в 17.00 в ауд. 533

состоится собрание студентов 1 курса отделения очно-заочного и заочного обучения, зачисленных в ВУЗ в 2021-2022 учебном году.

Дополнительная сессия

Дополнительная сессия состоится 13, 14, 15 сентября 2021 года.

Для студентов заочной формы обучения — в дистанционном формате.

Расписание

Библиотека

Всю взятую в библиотеке литературу

до 09 июля 2021 года

График работы АУЛ пн — пт 10.00 — 18.00
АУЛ КСК пн — пт 16.00 — 21.00

Летняя сессия 2020-2021 учебного года

Дополнительная экзаменационная сессия

В связи с распоряжением 59-Р от 31 марта 2021 года дополнительная экзаменационная сессия будет организована
с 26 по 28 апреля 2021 года в очном и дистанционном формате.

При выборе дистанционного формата сдачи задолженностей необходимо прислать на адрес [email protected] следующие данные:

ФИО полностью, номер группы, дисциплина и семестр (если дисциплина многосеместровая).

Данные будут переданы на кафедры.

По спецкурсам можно обращаться к ведущим преподавателям или на спецкафедры.

Экзамен по дисциплине «Общая и неорганическая химия»

Уважаемые студенты!
24, 25, 26 ноября у вас есть возможность сдать экзамен по дисциплине «Общая и неорганическая химия».

Экзамен будет проходить устно на платформе Zoom по направлению деканата.

Информацию о том, сданы у студента лабораторные работы или нет, допущен ли он до экзамена, каждый преподаватель доводит до сведения руководства кафедры. Поэтому в первую очередь студенты, планирующие сдавать экзамен, должны связаться со своим преподавателем для того, чтобы сдать все не сданные лабораторные работы (контрольные карточки к лабораторным работам) и получить возможность сдавать экзамен (добрать баллы).

Все студенты, планирующие сдавать экзамен, должны написать до 19.00 22 ноября информационное письмо на адрес [email protected] , в котором необходимо указать ФИО, группу, ведущего преподавателя, количество баллов в семестре, планируемую дату экзамена и семестр, за который студент планирует сдавать экзамен.

Ещё раз обращаем ваше внимание: к экзамену студента допускает ведущий преподаватель, о чем и сообщает руководству кафедры. Деканат направляет заведующему кафедрой ОНХ информацию о допущенных к экзамену студентах.

Источник

РОССИЙСКИЙ ХИМИКО-ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ
УНИВЕРСИТЕТ имени Д.И. Менделеева

Mendeleev University of Chemical Technology

Деятельность Ученого совета за 2019/2020 учебный год

Заседание 25 июня 2020 года

Повестка дня

Заседание 28 мая 2020 года

Повестка дня

Об утверждении учебных планов для приема на обучение по образовательным программам высшего образования – программам бакалавриата, программам специалитета, программам магистратуры на 2020/2021 учебный год
Докладчик – Н. А. Макаров

Заседание 29 апреля 2020 года

Повестка дня

О внесении изменений в Правила приема в университет в 2020 году
Докладчик – С. Н. Филатов

Заседание 27 марта 2020 года

Повестка дня

Сообщение ректора РХТУ им. Д.И. Менделеева А. Г. Мажуги о внесении дополнений в регламент работы Ученого совета в связи с возможностью работы в удаленном режиме

Заседание 26 февраля 2020 года

Повестка дня

Отчет о работе кафедры высшей математики
Докладчик – заведующий кафедрой Е. Г. Рудаковская

Представление к ученым званиям

Заседание 29 января 2020 года

Повестка дня

Представление к ученым званиям

Заседание 27 декабря 2019 года

Повестка дня

Представление к ученым званиям

Заседание 20 декабря 2019 года

Повестка дня

Сообщение ректора РХТУ им. Д. И. Менделеева А. Г. Мажуги о присвоении звания «Почетный доктор Российского химико-технологического университета имени Д. И. Менделеева» академику РАН Ю. Ц. Оганесяну

Источник

ДизайН-рхту

ТЕХНОЛОГИИ ХУДОЖЕСТВЕННОЙ ОБРАБОТКИ МАТЕРИАЛОВ

Телефон: (495) 495-38-66

РАСПИСАНИЕ

Расписание находится на официальном сайте РХТУ им. Д. И. Менделеева

Новости

Шедевры стекольного производства Российской империи

До 10 ноября Исторический музей Москвы представляет Подробнее

14 Сен 2021 Просмотров:53

НАСТУПАЕТ УЧЕБНЫЙ ГОД 2021/2022

Поздравляем студентов с началом учебы Подробнее

28 Авг 2021 Просмотров:662

ПОЗДРАВЛЯЕМ ВЫПУСКНИКОВ!

Состоялась 20-я юбилейная защита дипломных работ творческой специальности в РХТУ им. Д. И. Менделеева. Подробнее

08 Июл 2021 Просмотров:219

ИДЕТ ПРИЕМ ДОКУМЕНТОВ

Абитуриенты выбирают направление 29.03.04. Подробнее

04 Июл 2021 Просмотров:233

ДИЗАЙН, ИНТЕРЬЕР, ТРЕНДЫ

Лучшие проекты, созданные в 2020 году россиянами. Подробнее

03 Июл 2021 Просмотров:187

Учебные работы

Посетители

Все права защищены

Адрес: 125480 Москва, ул. Героев Панфиловцев, д. 20, корп. 1, стр. 4, РХТУ им. Д. И. Менделеева, Научно-образовательный центр «Технический дизайн изделий из силикатных материалов»

Источник

РОССИЙСКИЙ ХИМИКО-ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ
УНИВЕРСИТЕТ имени Д.И. Менделеева

Mendeleev University of Chemical Technology

Поиск

. февраль-июнь или июль-январь; Для 4 курса бакалавриата – май-июнь; Для выпускников — по личному заявлению о предоставлении последипломных каникул – на период каникул. Основания досрочного прекращения выплаты стипендии Получение оценки «удовлетворительно» или возникновение .

. услуг на обучения на места, финансируемые за счет бюджетных ассигнований федерального бюджета, осуществляется в период зимних либо летних каникул по аргументированному личному заявлению обучающегося на имя ректора Университета при наличии вакантных мест на соответствующем .

. – февраль — апрель; Для 1 курса магистратуры – сентябрь — январь; Для выпускников — по личному заявлению о предоставлении последипломных каникул – на период каникул. Основания досрочного прекращения выплаты стипендии -Окончание срока действия документов; -Отчисление из университета.

. заболевания 7 31.05 – 13.06 30 Заболевания органов зрения, опорно-двигательного аппарата 8 15.06 – 28.06 20 Заболевания нервной системы, ЖКТ Студенческие каникулы, отпуска работников санатория-профилактория 9 11.09 — 24.09 20 Заболевания органов зрения, нервной системы 10 27.09 — 10.10 30 Заболевания нервной .

18 ноября 2019 года состоялось первое научно-практическое занятие проекта «Инженерные каникулы» с участием специалистов РХТУ имени Д.И. Менделеева 18 ноября 2019 года состоялось первое научно-практическое занятие проекта «Инженерные .

. коронавирусной инфекции В соответствии с приказом Министерства науки и высшего образования для всех студентов РХТУ имени Д.И. Менделеева объявляются каникулы с 28 марта по 5 апреля, во время которых учебные занятия проводиться не будут, в том числе, в дистанционном формате. Коллектив Российского .

. инклюзивные проекты, развитие критического мышления и песня «Сансара», переделанная под «Территорию смыслов». О том, как с пользой провести летние каникулы, рассказывает студентка 4 курса факультета информационных технологий и управления Анна Шишкова. «Диалоги на равных», инклюзивные .

Отсортировано по релевантности | Сортировать по дате

Источник

Экзамены           Экзамены по ПЕРВОЙ ЧАСТИ курса физической химии ВТОРОЙ КУРС (часть 1): Экзамен устный. Билет содержит три вопроса и одну задачу. Время для подготовки ответа 1 час. Каждый пункт билета оценивается суммой баллов от 0 до 10. Экзамен считается сданным, если набранная студентом сумма баллов составила от 20 до 40. Вопросы к экзамену — первая часть курса (2 курс, дневное отделение) (zip-архив, 26К) Вопросы к экзамену — первая часть курса в весенней сессии 2012г для студентов групп Э-21,23,24,25. (zip-архив) Экзамены по ВТОРОЙ ЧАСТИ курса физической химии Экзамен устный. Билет включает четыре вопроса и одну задачу. Время для подготовки ответа 1 час. Каждый пункт билета оценивается суммой баллов от 0 до 8. Экзамен считается сданным, если набранная студентом сумма баллов составила от 20 до 40. Вопросы к экзамену — вторая часть курса (3 курс, дневное отделение) (zip-архив, 27К)

Категории → 

РХТУ

Дистанционное обучение в РХТУ (Российский химико-технологический университет)

Московский химико-технологический институт имени Д.И. Менделеева был создан в 1920 г. В 1992 институт преобразован в университет. РХТУ готовит бакалавров, магистров и специалистов по направлениям: химико-технологического профиля, кибернетика, экология, фармацевтика, педагогика, социология и экономика.

Сдача теста дистанционно — от 999,99 руб.*

Сдача экзамена дистанционно — от 1000 руб.*

Защита дипломной работы по скайпу — от 2500 руб.*

Все окончательные расчеты по данной услуге производятся только после того, как услуга предоставлена (тест или экзамен сданы, дипломная защита прошла успешно). Итоговая стоимость зависит от сложности задания, дисциплины и срочности. Отправить заявку на расчет.

Примеры решенных тестов в личном кабинете

Факультеты РХТУ:

• Факультет технологии неорганических веществ и высокотемпературных материалов (ТНВ и ВМ)
• Факультет нефтегазохимии и полимерных материалов (НПМ)
• Институт материалов современной энергетики и нанотехнологии (ИМСЭН-ИФХ)
• Факультет химико-фармацевтических технологий и биомедицинских препаратов (ХФТ)
• Факультет биотехнологии и промышленной экологии (БПЭ)
• Факультет инженерный химико-технологический (ИХТ)
• Факультет информационных технологий и управления (ИТУ)
• Институт химии и проблем устойчивого развития (ИПУР)
• Факультет естественных наук (ФЕН)
• Факультет инженерной химии (ФИХ)
• Институт экономики и менеджмента (ИЭМ)
• Новомосковский институт
• Отделение очно-заочного и заочного обучения
• Институт профессионального развития
• Управление повышения квалификации и переподготовки

РХТУ не проводит прием документов в электронной форме. С заявлением о поступлении предоставляются:

• копия паспорта (2, 3, 5 стр.);
• копия документа об образовании;
• оригинал документа об образовании;
• 2 черно-белых фотографии размером 3х4 см;
• документы, подтверждающие индивидуальные достижения поступающего (при наличии).

Зачисление на обучение проводится по результатам вступительных испытаний.

Если вас интересует обучение по направлениям: Экономика и бухгалтерский учёт, Финансы и кредит, Менеджмент, Государственное и муниципальное управление, Технология транспортных процессов ОБД, Прикладная информатика или Строительство, то обратите внимание на институт РИБиУ.

Специальности на дистанционном обучении:

Специальности химико-технологического профиля, кибернетики, экологи, фармацевты, педагоги, социологи и экономисты.

Вступительные экзамены: химия, математика, русский язык (изложение).

Филиалы РХТУ

Новомосковский институт

301665, Тульская область, г. Новомосковск, ул. Дружбы, 8

Официальный сайт, вход в личный кабинет:

Сайт: https://muctr.ru

Вход в личный кабинет: http://moodle.nirhtu.ru

Портал: https://moodle.muctr.ru

Электронная библиотека: http://lib.muctr.ru