andruhova

5. Многие соли устойчивы при нагревании. Однако, соли аммония, а также некоторые соли малоактивных металлов, слабых кислот и кислот, в которых элементы проявляют высшие или низшие степени окисления, при нагревании разлагаются:

CaCO3 = CaO + CO2,

2Ag2CO3 = 4Ag + 2CO2 + O2,

NH4Cl = NH3 + HCl,

2KNO3 = 2KNO2 + O2,

2FeSO4 = Fe2O3 + SO2 + SO3,

4FeSO4 = 2Fe2O3 + 4SO2 + O2,

NH4NO3 = N2O + 2H2O.

21

ТЕМА 2. ХИМИЧЕСКИЙ ЭКВИВАЛЕНТ

Стехиометрия – раздел химии, рассматривающий количественный состав веществ и количественные соотношения (массовые, объёмные) между реагирующими веществами.

В основе стехиометрических расчетов лежат законы сохранения массы, постоянства состава, кратных отношений, закон эквивалентных отношений, газовые законы.

Химический эквивалент – это условная частица вещества, равноценная в химических реакциях одному иону водорода Н+ или одному электрону.

Химический эквивалент всегда в Z раз меньше реально существующей частицы 1/z Н2SO4 1/z Al3+ и т.д.; Z ≥1.

Число Z называется эквивалентным числом.

Вреакциях обмена эквивалентное число Z равно числу ионов Н+ или атомов Н выделяющихся, или наоборот, связывающихся в ходе реакции.

Вокислительно-восстановительных реакциях эквивалентное число Z равно числу электронов е, участвующих в процессе.

Таким образом, каждая реально существующая частица (молекула, атом, ион) содержит Z эквивалентов этого вещества.

Молярная масса эквивалента вещества – масса 1 моль эквивалента вещества В: М(1/z В); г/моль

2.1. Молярная масса эквивалента элемента в соединении

Для элемента в соединении эквивалентное число соответствует степени окисления Z = ׀с.о.׀

22

Если элемент в соединении проявляет постоянную степень окисления (с.о.), то молярная масса его эквивалента тоже постоянна

2.2. Молярная масса эквивалента соединения

Для расчета молярной массы эквивалента любого соединения общей является формула (1), но эквивалентное число Z для каждого класса неорганических соединений находится по-разному.

Кислоты имеют в своем составе активный водород, способный замещаться в реакциях нейтрализации, следовательно, эквивалентное число Z для кислоты равно числу катионов водорода в ее составе, или ее основности:

ZКИСЛОТЫ = n(H+)

( основность)

HCl Z=1

H2CrO4 Z=2

H3PO4 Z=3

Основания имеют в своем составе гидроксогруппу ОН─, способную соединяться с одним ионом водорода, следовательно, эквивалентное число Z для основания равно числу гидроксогрупп в его составе, или его кислотности:

23

ZОСНОВАНИЯ = n(ОН─)

( кислотность)

Mn(OH)2 Z=2

Al(OH)3 Z=3

Соли имеют в своем составе металл и кислотный остаток. Каждая соль может быть получена реакцией нейтрализации, в которой ион металла замещает ионы водорода. Следовательно, эквивалентное число Z для соли равно произведению числа атомов металла в ее составе и степени окисления металла

Оксиды состоят из элемента и кислорода. Если предположить, что в реакциях обмена элемент замещается на водород, то эквивалентное число Z для оксида равно произведению числа атомов элемента и валентности элемента, образующего оксид.

ZОКСИДА = n(элемента) •│С.О.(элемента)│

Так как оксид состоит только из двух элементов, для расчета его молярной массы эквивалента можно использовать также следующую формулу:

М(1/z оксида)= М(1/z элемента) + М(1/z кислорода) = М(1/z элемента) + 8

24

В окислительно - восстановительных реакциях (ОВР)

эквивалентное число Z равно числу электронов е, которое принимает одна формульная единица окислителя или отдает одна формульная единица восстановителя :

2Н+ + 2 е = Н02 — в данном процессе водород является окислителем и принимает два электрона, следовательно, его эквивалентное число

Z(Н2) = 2.

В процессе 2Н2О + О2 + 4 е = 4ОН─ кислород является окислителем и принимает 4 электрона. Следовательно, его эквивалентное число составляет: Z(О2) = 4.

Для газообразных веществ часто рассчитывают молярный объем

эквивалента:

V(1/Z)B = V (B)

Z

По закону Авогадро молярный объем газа при н.у. занимает 22,4 л/моль, тогда молярный объем эквивалента водорода и кислорода будет составлять:

Эти значения часто используются при решении задач.

2.3. Закон эквивалентов

Все вещества реагируют между собой в эквивалентных соотношениях (число моль эквивалентов всех реагентов и продуктов равны между собой).

Рассмотрим химическую реакцию:

aA + bB = cC +dD

25

Последнее выражение является математической записью закона эквивалентов. Число моль эквивалентов вещества можно рассчитать через отношение массы m(B) вещества В к его молярной массе эквивалента М(1/z В) или через объем V(B) или через объем газообразного вещества:

При решении задач удобнее пользоваться другой формулировкой закона эквивалентов: массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их молярным массам эквивалентов (молярным объемам эквивалентов):

26

ТЕМА 3. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА И ТЕРМОХИМИЯ

3.1. Энергетические эффекты химических реакций

Химическая термодинамика изучает переходы химической энергии в другие формы: тепловую, электрическую и т.п.; устанавливает количественные законы этих переходов, а также направление и пределы самопроизвольного протекания химических реакций при заданных условиях.

Объектом изучения в термодинамике является система.

Системой называется тело или группа тел, находящихся во взаимодействии с окружающей средой и мысленно обособляемых от нее. Если объем системы постоянен и она не обменивается энергией с окружающей средой, то такая система называется изолированной (замкнутой).

Гомогенные системы состоят из одной фазы. Гетерогенные системы - из двух или нескольких фаз.

Фаза – часть системы, однородная во всех точках по свойству и составам и отделенная от других частей системы поверхностью раздела фаз.

Одна и та же система может находиться в различных состояниях, которые характеризуются определенным набором значений термодинамических параметров: Т, Р, V, C, q, и т.д.

Состояние системы определяется термодинамическими параметрами состояния – температурой, давлением, концентрацией, объемом и т. д.

При химических реакциях происходят глубокие качественные изменения в системе, рвутся связи в исходных веществах и возникают новые связи в конечных продуктах. Эти изменения сопровождаются поглощением или выделением энергии. В большинстве случаев этой энергией является теплота.

27

Реакции, идущие с выделением теплоты называются экзотермическими (горение, к + щ), с поглощением – эндотермическими

(N2 + O2 = 2NO)

В чем же причина энергетического эффекта химической реакции?

Любое вещество обладает определенным запасом так называемой внутренней энергии (U). Под внутренней энергией системы U подразумевается общий ее запас (энергия движения всех составляющих данное вещество частиц: молекул, ионов, атомов, электронов, внутриядерная энергия и т.д.) кроме кинетической и потенциальной энергии системы в целом.

Величина внутренней энергии данной массы вещества зависит от его

химической природы, агрегатного состояния и температуры.

Абсолютное значение внутренней энергии веществ неизвестно, т.к. нельзя привести систему в состояние, лишенное энергии.

Внутренняя энергия, как и др. вид энергии, является функцией состояния, т.е. её изменение (∆U) однозначно определяется начальным (U1) и конечным (U2) состоянием системы и не зависит от пути перехода:

∆U = U2 ─ U1

Система может обмениваться с окружающей средой не только веществом, но и энергией в форме теплоты (Q) и работы (А). Они характеризуют качественно и количественно две различные формы передачи энергии от одного тела к другому. Теплота и работа не являются функциями состояния системы и имеют значения только в процессе перехода системы из одного состояния в другое, т.е. это функции пути.

3.2.Первое начало термодинамики

Влюбом процессе соблюдается закон сохранения энергии:

Q = U + A

28

Это соотношение называется первым началом термодинамики и означает, что если к системе подводится теплота Q, то она расходуется на изменение внутренней энергии U и на совершение работы A.

Работа обычно совершается при расширении системы против внешнего давления и при постоянном давлении равна A=P V. Поэтому первое начало термодинамики можно записать в виде:

Qp = U + P V = U 2 −U1 + P(V2 −V1) = = (U 2 + PV2 ) − (U1 + PV1) = H2 − H1 = H

Величина (U+PV) называется энтальпией, обозначается Н. Это одна из термодинамических функций, характеризующих систему, находящуюся при постоянном давлении.

При постоянном объеме V = const, V = 0, поэтому Qv= U. Qv≠Qp, т.е. тепловой эффект процесса зависит от условий его протекания.

Таким образом, тепловой эффект процесса при постоянном

давлении равен изменению энтальпий H участвующих в реакции веществ.

В лабораторных условиях реакции обычно проводятся при постоянном давлении (например, в колбе). Тепловые эффекты, измеренные при атмосферном давлении (101325 Па, 1 атм.) и температуре (25°С, 298

выражается в кДж.

Энтальпию часто называют теплосодержанием системы. Реакции могут протекать с выделением тепла – экзотермические, H° < 0 и с его

поглощением – эндотермические, H° >0.

Раздел химии, изучающий тепловые эффекты химических реакций и фазовых превращений называется термохимией.

Уравнения реакций, в которых указан тепловой эффект, называются термохимическими. В них приводятся агрегатные состояния веществ, т.к.

29

энтальпия зависит от температуры (г – газ, ж – жидкость, т – твердое вещество, к – кристаллы), а коэффициенты имеют смысл молей. Например:

H2(г) + Cl2(г) → 2 HСl(г) + 184 кДж

Реакция экзотермическая, поэтому тепловой эффект указан со знаком

“плюс”. Однако H298o = –184 кДж, т.к. система теряет теплоту, отдавая ее в окружающую среду. То же уравнение можно записать по-другому:

1/2 H2(г) + 1/2 Cl2(г) → HСl(г) + 92 кДж; H298o = –92 кДж

Фазовые превращения часто сопутствуют химическим реакциям. Их тепловые эффекты, как правило, меньше тепловых эффектов химических реакций:

3.3. Термохимические законы

I закон термохимии – закон Лавуазье –Лапласа (1784г): Тепловой эффект прямой реакции равен тепловому эффекту обратной реакции с противоположным знаком.

I закон термохимии применяется тогда, когда невозможно или неудобно определять на опыте тепловой эффект прямой реакции, но легко определить для обратной.

II закон термохимии (Герман Иванович Гесс 1840 г) Закон Гесса:

Тепловой эффект процесса зависит только от состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от способа его проведения.

30