Энтальпия

ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ

Задания для самостоятельной подготовки

1. Для предложенных соединений:

· укажите их класс;

· напишите уравнения возможных реакций взаимодействия

с H₂O, K₂O, SO₃, HCl, NaOH.

	ZnO, KOH, H2CO3		BеO, P2O5, H2S
	CaO, HNO3, Sn(OH)2		H2O, HMnO4, Cr(OH)3
	Al2O3, Ca(OH)2, H2SiO3		Li2O, Ca(OH)2, H3PO4
	SiO2, H3PO4, Pb(OH)2		SeO2, HBr, Pb(OH)2
	SO2, H2SO4, Al(OH)3		BeO, H2Se, Ga(OH)3
	PbO, Ba(OH)2, H2S		Al2O3, H3PO4, KOH
	SiO2, Fe(OH)3, HI		SO3, Cd(OH)2, HNO3
	BaO, Cd(OH)2, Be(OH)2		CuO, H2SiO3, Ni(OH)2
	N2O5, HF, Cr(OH)3		NiO, H2SO4, Cr(OH)3
	HNO3, Cr2O3, Sr(OH)2		Na2O, H2SO3, N2O5
	Fe2O3, H2SO3, Cd(OH)2		Li2O, Mg(OH)2, H2CO3
	Cr2O3, H2SO3, Ca(OH)2		Cl2O, Cd(OH)2, HNO3
	P2O5, KOH, Al(OH)3		SO2, H2SO4, Cr(OH)3
	CO2, Cu(OH)2, HF		HNO3, KOH, Cd(OH)2
	Na2O, HNO3, Be(OH)2		H2CO3, Sn(OH)2, NH4OH

2. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

	SnCl2 ® SnOHCl ® SnCl2 ® Sn(OH)2 ® Na2SnO2
	Na2BeO2 ® Be(OH)2 ® BeSO4 ® Be(NO3)2 ® Be(OH)2
	H2CO3 ® K2CO3 ® KHCO3 ® K2CO3 ® MgCO3
	H2SO3 ®K2SO3 ® KHSO3 ®K2SO3 ® Н2SO3
	Al(OH)3 ® Al2(SO4)3 ® AlOHSO4 ® Al(OH)3 ® KAlO2
	FeCl3 ® Fe(OH)3 ® FeCl3 ® Fe(OH)2Cl
	H2CO3 ® NaHCO3 ® Na2CO3 ® NaHCO3 ® H2CO3
	NaOH ® Na2SO3 ® NaHSO3 ® Na2SO3 ® H2SO3
	Ca(OH)2 ® Ca3(PO4)2 ® CaHPO4 ® Ca3(PO4)2 ® CaCl2
	H2SO3 ® CaSO3 ® Ca(HSO3)2 ® CaSO3 ® H2SO3
	H3PO4 ® NaH2PO4 ® Na3PO4 ® Na2HPO4 ® H3PO4
	AlOHSO4 ®Al(OH)3 ®Al2(SO4)3 ® Al(OH)3 ® NaAlO2
	H2SiO3 ® Na2SiO3 ® CaSiO3 ® H2SiO3 ® К2SiO3
	Mg(OH)2 ® MgCl2 ®MgOHCl ® MgCl2 ®Mg(OH)2
	NaOH ® Na3PO4 ® NaH2PO4 ® H3PO4 ® Na3PO4
	Ca(OH)2®Ca3(PO4)2 ®CaHPO4 ®Ca(H2PO4)2 ®Ca3(PO4)2
	NiSO4 ® (NiOH)2SO4 ® Ni(OH)2 ®NiOHCl ®Ni(OH)2
	Fe(OH)3 ® Fe2(SO4)3 ® FeOHSO4 ® Fe2(SO4)3 ® (Fe(OH)2)2SO4
	CuCl2 ® Cu(OH)2 ® CuSO4 ® CuS ® Cu(NO3)2
	Cr(OH)3 ® Cr2(SO4)3 ®CrOHSO4 ® Cr(OH)3 ® KCrO2
	Ca(OH)2 ®CaCO3 ® Ca(HCO3)2 ®CaCl2 ® Ca(NO3)2
	K2PbO2 ®Pb(OH)2 ®PbOHCl ® PbCl2 ® Pb(OH)2
	CoOHCl ® CoCl2 ® Co(OH)2 ® Co(NO3)2 ® CoOHNO3
	KOH ® K2SiO3 ® H2SiO3 ® Na2SiO3 ® H2SiO3
	Zn(OH)2 ® K2ZnO2 ®Zn(OH)2 ® ZnSO4 ® Zn(OH)2
	Ba3(PO4)2 ® BaHPO4 ® Ba3(PO4)2 ® H3PO4 ® Na3PO4
	CuSO4 ® Cu(OH)2 ® CuCl2 ® CuOHCl ® CuCl2
	(NiOH)2SO4 ® Ni(OH)2 ® NiCl2 ® NiOHCl ® Ni(OH)2
	Al(OH)3 ® AlOHCl2 ® Al(OH)3 ® Al(OH)2Cl ® Al(OH)3
	Sr(OH)2 ® SrCO3 ® Sr(HCO3)2 ® SrCO3 ® Sr(NO3)2

Химическая термодинамика – раздел химии, изучающий:

· переход энергии из одной формы в другую, от одной части системы к другой;

· энергетические эффекты химических реакций;

· возможность и направление самопроизвольного протекания процессов.

Состояние системы характеризуют параметры – давление, объем, температура, концентрация и др. Термодинамические свойства системы при постоянных давлении и температуре можно выразить с помощью нескольких функций состояния системы: энтальпии, энтропии, энергии Гиббса и др.

Для удобства сопоставления термодинамических констант их относят к стандартному состоянию. В качестве стандартного выбрано устойчивое состояние чистых индивидуальных веществ (для растворов – концентрация растворенного вещества 1 моль/л, для газов – парциальное давление, равное атмосферному) при постоянной температуре и давлении 101кПа (1 атм).

Количество выделившейся или поглощенной в ходе реакции энергии называют тепловым эффектом химической реакции.

В термодинамике тепловой эффект или энтальпия химической реакции (D H_Х.Р) – теплота, которая выделяется или поглощается при ее протекании, если р, Т = const; измеряется в кДж.

Уравнения реакций, в которых указаны тепловые эффекты при постоянных давлении и температуре (D H_Х.Р), называются термохимическими. В термохимических уравнениях указывают также модификации или агрегатные состояния веществ.

В соответствии со знаком теплового эффекта реакции можно разделить на две группы:

· экзотермические – идут с выделением тепла (D H_Х.Р < 0);

· эндотермические – идут с поглощением тепла (D H_Х.Р > 0).

Согласно основному закону термохимии, сформулированному Г. И. Гессом:

· энтальпия химической реакции не зависит от пути протекания реакции, т. е. не зависит от числа и характера промежуточных стадий, а определяется лишь начальным и конечным состоянием системы.

Следствие из закона Гесса:

· тепловой эффект химической реакции () равна разности между суммами энтальпий образования продуктов реакции () и исходных веществ () c учетом стехиометрических коэффициентов (n, m). Как правило, для расчетов используют стандартные величины.

Стандартная энтальпия (теплота) образования вещества DH _обр.⁰ или DН_f ⁰ [кДж/моль] – это теплота образования 1 моль соединения из простых веществ устойчивых при стандартных условиях.

D H_обр⁰ простых веществ (H₂, O₂, Cl₂ и т. д.) равна нулю.

Дата добавления: 2014-10-15