Основы атомно-молекулярного учения

Для газообразных веществ различают теплоемкости при постоянном объеме (сv) и постоянном давлении (ср). Связь между этими величинами определяет уравнение Майера: 

сp-сv=R  Если ср,сv – мольные, то  R=const=8,31Дж/моль×К

сp-сv=R  Если ср,сv – массовые, то  R=Rуд¹const

Например, для воздуха значение этой величины при н.у. равно ~280 Дж/кг×К

Для идеальных газов теплоемкости постоянны и без учета энергии

Используя соотношение между теплоемкостями при постоянном давлении и постоянном объеме, выражают следующую величину показателя адиабаты: g=сP/сV

значение которого для идеального газа зависит только от числа атомов в молекуле газа.

Закон Гесса. Тепловые эффекты химических реакций

Тепловым эффектом называется количество выделенной или поглощенной теплоты при следующих условиях: система совершает только работу расширения, объем или давление остаются постоянными, температуры исходных и конечных веществ одинаковы, реакция протекает практически до конца.

Для расчета тепловых эффектов различных процессов, (в том числе и состоящих из нескольких этапов) в термодинамике применяют закона Гесса (установлен экспериментально Г.И. Гессом), который формулируется следующим образом: «Тепловой эффект химической реакции не зависит от пути процесса, а определяется лишь состоянием исходных и конечных веществ, в ней участвующих». Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм произведений энтальпий образования конечных и исходных веществ на стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции. DrH0298=ånкон(DfH0298)кон-ånнач(DfH0298 )нач. Для различных веществ при нормальных условиях (Р0=101,3 кПа; Т0=298К) энтальпии образования обозначаются как DfН0298, кДж/моль и приводятся справочниках физико-химических величин.

Для реальных систем закон Гесса используют при вычислении общего количества теплоты, необходимого для нагревания (или выделяющегося при охлаждении) любой системы от Т1 до Т2 при Р=соnst, где Т1 ³Т0: Qp=nòсp(T)dT

Qp=DH=n[a(T-T0)+b/2(T2-T20)+c/3(T3-T30)+c/(1/T0-1/T)+d/4(T4-T40)]. 

 

II закон термодинамики

Задачей второго закона  термодинамики является определение условий, в которых возможно протекание самопроизвольных процессов, и условий, при которых наступает равновесие.

Коэффициент полезного действия (кпд) тепловой машины, работающей по квазистатическому циклу Карно, не зависит от природы рабочего тела, а определяется только интервалом температур, в котором совершается работа. Справедливость этой посылки в термодинамике доказывает теорема Карно-Клаузиуса, являющаяся одной из формулировок II закона термодинамики: , где: Q1 – теплота, сообщенная рабочему телу при температуре Т1 от источника тепла; Q1 – теплота, отданная телом при температуре Т2 холодильнику. Основной формулировкой второго закона является формулировка Больцмана: «Все процессы в природе переводят систему из состояния менее вероятного в более вероятное». В 1865 г. Клаузиус ввел новую функцию состояния S – энтропию, являющуюся мерой хаоса, неупорядоченности системы, которая принята в качестве меры вероятности: (математическая запись второго начала).

Второе начало имеет статистическую интерпретацию: S=k*ln(w) (формула Больцмана), где: k= – константа Больцмана, w – термодинамическая вероятность (или статистический вес) макросостояния. Величина, равная dQ/T, называется приведенным теплом и является рассеянной теплотой, следовательно и энтропия характеризует рассеянность теплоты; размерность ее соответствует [Дж/моль×К]. В изолированной системе (Q=0) приращение энтропии при равновесии равно приведенному теплу, а в самопроизвольных процессах больше приведенной теплоты. Энтропия является функцией состояния системы и однозначно определяется ее параметрами.

III закон термодинамики

Важное значение в раскрытии этого закона принадлежит работам Нернста и Ричардса. В частности, Нернст в 1906г. в своей классической работе «О вычислении химического равновесия из термических данных» высказал гипотезу, суть которой эквивалентна следующему утверждению: при Т®0  S=0 и dS=0. Важнейшим следствием этой гипотезы является то, что энтропия правильно сформированного (бездефектного) идеального кристалла при 0К равна 0. Этот постулат впервые сформулировал Планк в 1912г. По сути, это и есть формулировка третьего начала (закона) термодинамики: limT®0S=0; ST=òс(T)dT/T. На основе этого закона разработаны современные методы вычислений изменения стандартной энергии Гиббса, а также констант равновесия при различных температурах.

Определение термодинамической вероятности осуществления процесса

Для определения термодинамической вероятности осуществления процесса используют понятие изобарно-изотермического потенциала или энергии Гиббса G=U+PV-TS=H-TS. Энергия Гиббса является функцией состояния системы и имеет размерность энергии (кДж). При постоянном давлении и температуре энергия Гиббса может служить признаком самопроизвольного процесса или наличия равновесия. Самопроизвольно происходят только процессы, ведущие к ее уменьшению, при равновесии она постоянна и минимальна по величине. Изменение энергии Гиббса определяют как: DG=DH--D(TS), DHх.р.=ånкон(DfH0298)кон-ånнач(DfH0298 )нач; DSх.р=å(nS0298)кон-å(nS0298)нач. Если значение DG>0, то процесс термодинамически мало вероятен, причем, чем более положительно значение DG, тем менее вероятен этот процесс. Если значение DG=0, то система находится в равновесии. Если DG<0, то процесс термодинамически вероятен, причем, чем более отрицательно значение DG, тем более вероятен этот процесс.

Основная литература: c.194-210 [1], c. 121-129 [2]

Дополнительная литература: c. 158-163 [1]

 

 Лекция: «Химическая  кинетика и химическое равновесие»  

Химическая кинетика – это раздел химии, изучающий скорости химических реакций. Химические реакции могут протекать с различными скоростями (от малых долей секунды до десятилетий и более продолжительных временных интервалов). При рассмотрении вопроса о скорости реакций необходимо различать гомогенные и гетерогенные реакции. Гомогенные системы состоят из одной фазы (например, любая газовая смесь), а гетерогенные – из нескольких фаз (например, вода со льдом). Фазой является часть системы, отделённая от других её частей поверхностью раздела, при переходе через которую происходит скачкообразное изменение свойств.

Скорость гомогенной реакции – это количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единице объёма системы. Скоростью гетерогенной реакции является количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени на единице поверхности фазы (или массы, объёма твердой фазы, когда затруднительно определение велечины поверхности твёрдого тела): vгомог= ; vгетерог= . Т.е. скорость гомогенной реакции можно определить как изменение концентрации какого-либо из веществ, вступающих в реакцию или образующихся при реакции, протекающее за единицу времени.

Большинство химических реакций являются обратимыми, то есть могут протекать как в прямом, так и в обратном направлениях. Рассмотрим обратимую реакцию: aA+bB=cC+dD. Скорости прямой и обратной реакций связаны с концентрациями реагентов следующими уравнениями: 

vх.р, пр=kпр[A]a×[B]b и vх.р. обр=kобр[C]c×[D]d

С течением времени скорость прямой реакции будет уменьшаться вследствие расхода реагентов А и В и понижения их концентраций. Напротив, скорость обратной реакции по мере накопления продуктов С и D будет возрастать. Поэтому через некоторый промежуток времени скорости прямой и обратной реакций сравняются друг с другом. Установится состояние системы, в котором отсутствуют потоки вещества и энергии, называемое химическим равновесием. Все обратимые процессы протекают не полностью, а лишь до состояния равновесия, в котором из условия vх.р. пр = vх.р. обр следует:

kпр/kобр=[C]c×[D]d/ [A]a×[B]b=K

где K - константа химического равновесия, которая зависит от температуры и природы реагентов, но не зависит от концентрации последних. Это математическое выражение закона действующих масс, который позволяет рассчитывать состав равновесной реакционной смеси.

Важнейшими факторами, влияющими на скорость реакции, являются: 1. Природа реагирующих веществ; 2. Концентрации реагирующих веществ;

3. Температурный фактор; 4. Наличие катализаторов. В некоторых  случаях скорость гетерогенных реакций зависит также от интенсивности движения жидкости или газа вблизи поверхности, на которой реализуется реакция.

1) Влияние концентрации  реагирующих веществ. Представим уравнение химической реакции в общем виде: аА+bB+…=, тогда vх.р.=k[A]a[B]b – это, по сути, математическая запись закона действующих масс, открытого опытным путём К. Гульдбергом и П. Вааге в 1864-1867 гг. Согласно указанному закону, при неизменной температуре vх.р пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, причём каждая концентрация входит в произведение в степени, равной коэффициенту, стоящему перед формулой данного вещества в уравнении реакции. Величина константы скорости реакции (k) зависит от природы реагирующих веществ, температуры и наличия катализаторов, но не зависит от концентрации веществ.

2) Зависимость vх.р. от температуры и от природы реагирующих веществ. Энергией активации Еа (в кДж/моль) называют избыточную энергию, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещества. Еа различных реакций различна. Посредством этого фактора сказывается влияние природы реагирующих веществ на vх.р.. Если Еа<40 кДж/моль (т.е. мала), то скорость такой реакции велика (например, ионные реакции в растворах, протекающие практически мгновенно). Если Еа>120 кДж/моль (т.е. очень значительна), то скорость такой реакции незначительна (например, реакция синтеза аммиака N2+3H2=2NH3 – скорость этой реакции при обычных Т вследствии высоких значений Еа настолько мала, что заметить её протекание практически невозможно).

В 1889 г. знаменитый шведский химик Аррениус вывел из опытных данных уравнение, связывающее константу скорости с температурой и энергией активации. Позднее это уравнение получило теоретическое обоснование. Согласно Аррениусу, константа скорости находится в экспоненциальной зависимости от температуры: k=kmax×exp(-Ea/RT), где R - универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж/моль×К; kmax - предэкспоненциальный фактор, имеющий смысл максимально возможного значения константы скорости при нулевой энергии активации или бесконечно высокой температуре, когда все столкновения молекул реагентов становятся активными. Уравнение Аррениуса используют чаще в логарифмической форме: lnk=lnkmax-Ea/RT. Возрастание vх.р. с ростом температуры обычно характеризуют температурным коэффициентом скорости реакции – величиной, показывающей, во сколько раз возрастает скорость рассматриваемой реакции при повышении температуры системы на 10 градусов. Температурный коэффициент (g) для разных реакций различен. При обычных температурах его значение для большинства реакций лежит в пределах от 2 до 4 (т.е. gх.р.=2-4 раза).

Катализаторами являются вещества, не расходующиеся в реакции, но оказывающие влияние на её скорость. Явление изменения скорости реакции под действием катализаторов называется катализом, а сами эти реакции являются каталитическими. Действие катализатора обусловлено снижением активационного предела химического взаимодействия, т.е. снижением величины энергии активации. Под воздействием катализаторов реакции могут ускоряться в миллионы и более раз. Более того, некоторые реакции без катализаторов вообще не реализуются. Катализаторы широко используются в промышленности. Различают гомогенный и гетерогенный катализ. При гомогенном катализе катализатор и реагенты образуют одну фазу (газ или раствор), а при гетерогенном катализе – катализатор находится в системе в виде самостоятельной фазы. Примером гомогенного катализа служит разложение перекиси водорода на воду и кислород в присутствии катализаторов Cr2O72-, WO42- и др. Примером гетерогенного катализа является окисление диоксида серы в триоксид при контактном способе получения серной кислоты из отходящих газов металлургических производств: SO2+0,5O2+H2O=(kt)=H2SO4.

 

 Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье

Если система находится в равновесии, то она будет находиться в нём до тех пор, пока внешние условия сохранятся постоянными. На практике зачастую бывает важно добиться максимально возможного смещения равновесия в сторону прямой реакции (или обратной, если требуется подавить образование вредных веществ). Условия для этого выбирают на основе принципа, сформулированного известным французским учёным. Этот принцип, названный в честь французского химика Анри Луи Ле Шателье, можно сформулировать следующим образом: если на систему, находящуюся в равновесии, производится какое либо внешнее воздействие (изменяется концентрация, температура, давление), то равновесие смещается в том направлении, которое способствует ослаблению этого воздействия.

Влияние концентрации. Если увеличить концентрацию исходных веществ, то система будет стремиться быстрее их израсходовать, то есть сместится в сторону образования продуктов. И, наоборот, если в системе увеличить концентрацию продуктов, то система сместится в сторону исходных веществ.

Влияние давления. Изменение давления наиболее существенны в случае реакций, протекающих с изменением числа моль газообразных веществ. При увеличении общего давления равновесие смещается таким образом, что общее давление снижается, то есть, смещается в направлении той реакции, которая протекает с уменьшением числа моль газообразных веществ.

Повышение температуры будет способствовать протеканию эндотермической реакции, идущей с поглощением тепла; понижение температуры будет способствовать протеканию экзотермической реакции, идущей с выделением тепла (DH < 0). Например, уменьшение температуры сместит равновесие реакции N2+О2=2NO (ΔН0=-180 кДж/моль) справа налево, то есть в направлении экзотермической реакции, идущей с выделением тепла. Температура системы в результате повысится.

Влияние катализатора. Катализаторы одинаково ускоряют как прямую, так и обратную реакцию, и поэтому не смещают химическое равновесие. Они способствуют более быстрому достижению равновесного состояния. 

Основная литература: c. 210-227 [1], 129-144 [2]

Дополнительная литература: c.163-196 [1]

 

Тема: Общие свойства растворов

Лекция: «Растворы»

Растворами называют однородные системы, состоящие из двух или нескольких компонентов, состав которых можно изменять в определенных пределах без нарушения однородности. Раствор это не механическая смесь, поскольку при растворении наблюдаются объемные и энергетические эффекты. Процесс растворения твердого вещества в воде требует разрушения кристаллической решетки, т.е. затраты энергии, однако растворение процесс самопроизвольный. Происходит взаимодействие растворенного вещества с молекулами растворителя. Точка зрения Менделеева: Раствор - это сложная равновесная химическая система, образованная растворителем, растворенным веществом и продуктами их взаимодействия. Различают истинные и коллоидные растворы. Истинные растворы - размер частиц ~10-7-10-8см, т.е. атомы или молекулы. Коллоидные растворы - размер частиц ~10-5-10-7см, т.е. растворы органических веществ.   Понятия растворенного вещества и растворителя условны - обычно то, чего больше, называют растворителем. Параметры состояния раствора - температура, давление и концентрация. При растворении наблюдаются энергетические и объемные эффекты, следовательно нужно рассмотреть процесс растворения с позиций термодинамики - DG = DH - TDS. При этом собственно процесс растворения состоит из фазового перехода (напр. кристалл-жидкость) и процесса сольватации (в воде - гидратации). Тогда:  DH = DHф.п.+ DHсольв.,  DS = DSф.п. + DSсольв.. DHф.п обычно больше нуля (растворение твердых веществ) но может быть близко к нулю (газы в жидкостях). Если DH = 0 и DV = 0, такой раствор называется идеальным. Реализуется, если смешиваются, например, две жидкости, молекулы которых неполярны и схожи между собой (бензол и толуол). DHсольв<0. Знак энтальпии зависит от того, какой эффект больше.  DSф.п>0 - беспорядок при смешении увеличивается. DSсольв<0 - происходит упорядочение молекул растворителя вокруг молекул растворенного вещества. В разбавленных растворах . DSсольв. невелико и растворение сопровождается увеличением энтропии. Есть вещества, которые образуют растворы во всем интервале концентраций, но, как правило, есть некоторый предел растворимости, когда образуется насыщенный раствор - раствор в равновесии с осадком или донной фазой (DG=0). Растворимость - это концентрация насыщенного раствора. Зависит от температуры. Можно приготовить пересыщенный раствор медленным охлаждением раствора, полученного при повышенной температуре. У пересыщенного раствора DG>0. Равновесие метастабильно и любое физическое воздействие приводит к выпадению осадка. Предсказать растворимость трудно, но некоторые закономерности есть. 1) Подобное растворяется в подобном. Неполярные вещества (O2, галогены) - неполярных растворителях, в воде - плохо. В воде хорошо растворяются полярные вещества. 2) Высокая растворимость может быть следствием образования водородных связей (спирт-вода).