«ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ, ХИМИЧЕСКОЙ КИНЕТИКИ И РАВНОВЕСИЯ»

Основы химической термодинамики

1 . Что изучает химическая термодинамика:

1) скорости протекания химических превращений и ме­ханизмы этих превращений;

2) энергетические характеристики физических и хими­ческих процессов и способность химических систем выпол­нять полезную работу;

3) условия смещения химического равновесия;

4) влияние катализаторов на скорость биохимических процессов.

2. Открытой системой называют такую систему, которая:

3. Закрытой системой называют такую систему, которая:

1) не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией;

2) обменивается с окружающей средой и веществом, и энергией;

3) обменивается с окружающей средой энергией, но не обменивается веществом;

4) обменивается с окружающей средой веществом, но не обменивается энергией.

4. Изолированной системой называют такую систему, которая:

1) не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией;

2) обменивается с окружающей средой и веществом, и энергией;

3) обменивается с окружающей средой энергией, но не обменивается веществом;

4) обменивается с окружающей средой веществом, но не обменивается энергией.

5. К какому типу термодинамических систем принадле­жит раствор, находящийся в запаянной ампуле, помещен ной в термостат?

1) изолированной;

2) открытой;

3) закрытой;

4) стационарной.

6. К какому типу термодинамических систем принадле жит раствор, находящийся в запаянной ампуле?

1) изолированной;

2) открытой;

3) закрытой;

4) стационарной.

7. К какому типу термодинамических систем принадле жит живая клетка?

1) открытой;

2) закрытой;

3) изолированной;

4) равновесной.

8 . Какие параметры термодинамической системы назы- I вают экстенсивными?

1) величина которых не зависит от числа частиц в системе;

3) величина которых зависит от агрегатного состояния системы;

9. Какие параметры термодинамической системы назы­вают интенсивными?

!) величина которых не зависит от числа частиц в системе;

2) величина которых зависит от числа частиц в системе;

3) величина которых зависит от агрегатного состояния;

4) величина которых зависит от времени.

10 . Функциями состояния термодинамической системы называют такие величины, которые:

1) зависят только от начального и конечного состояния системы;

2) зависят от пути процесса;

3) зависят только от начального состояния системы;

4) зависят только от конечного состояния системы.

11 . Какие величины являются функциями состояния си­стемы: а) внутренняя энергия; б) работа; в) теплота; г) эн­тальпия; д) энтропия.

3) все величины;

4) а, б, в, г.

12 . Какие из следующих свойств являются интенсив­ными: а) плотность; б) давление; в) масса; г) температура; д) энтальпия; е) объем?

3) б, в, г, е;

13. Какие из следующих свойств являются экстенсивны­ми: а) плотность; б) давление; в) масса; г) температура; д) энтальпия; е) объем?

3) б, в, г, е;

14 . Какие формы обмена энергией между системой и окружающей средой рассматривает термодинамика: а) теп­лота; б) работа; в) химическая; г) электрическая; д) механи­ческая; е) ядерная и солнечная?

2) в, г,д, е;

3) а, в, г, д, е;

4) а, в, г, д.

15. Процессы, протекающие при постоянной темпера­туре, называются:

1) изобарическими;

2) изотермическими;

3) изохорическими;

4) адиабатическими.

16 . Процессы, протекающие при постоянном объеме, называются:

1) изобарическими;

2) изотермическими;

3) изохорическими;

4) адиабатическими.

17 . Процессы, протекающие при постоянном давлении, называются:

1) изобарическими;

2) изотермическими;

3) изохорическими;

4) адиабатическими.

18 . Внутренняя энергия системы - это: 1) весь запас энергии системы, кроме потенциальной энер­гии ее положения и кинетической энергии системы в целом;

2) весь запас энергии системы;

3) весь запас энергии системы, кроме потенциальной энергии ее положения;

4) величина, характеризующая меру неупорядоченнос­ти расположения частиц системы.

19 . Какой закон отражает связь между работой, тепло­той и внутренней энергией системы?

1) второй закон термодинамики;

2) закон Гесса;

3) первый закон термодинамики;

4) закон Вант-Гоффа.

20 . Первый закон термодинамики отражает связь между:

1) работой, теплотой и внутренней энергией;

2) свободной энергией Гиббса, энтальпией и энтропией системы;

3) работой и теплотой системы;

4) работой и внутренней энергией.

21 . Какое уравнение является математическим выра­жением первого закона термодинамики для изолирован­ных систем?

l)AU=0 2)AU=Q-p-AV 3)AG = AH-TAS

22 . Какое уравнение является математическим выраже­нием первого закона термодинамики для закрытых систем?

1)AU=0; 2)AU=Q-p-AV;

3) AG = AH - T*AS;

23 . Постоянной или переменной величиной является внутренняя энергия изолированной системы?

1) постоянной;

2) переменной.

24 . В изолированной системе протекает реакция сгора­ния водорода с образованием жидкой воды. Изменяется ли внутренняя энергия и энтальпия системы?

1) внутренняя энергия не изменится, энтальпия изменится;

2) внутренняя энергия изменится, энтальпия не изменится;

3) внутренняя энергия не изменится, энтальпия не изменится;

4) внутренняя энергия изменится, энтальпия изменится.

25 . При каких условиях изменение внутренней энергии равно теплоте, получаемой системой из окружающей среды?

1) при постоянном объеме;

3) при постоянном давлении;

4) ни при каких.

26 . Тепловой эффект реакции, протекающей при посто­янном объеме, называется изменением:

1) энтальпии;

2) внутренней энергии;

3) энтропии;

4) свободной энергии Гиббса.

27 . Энтальпия реакции - это:

28. Химические процессы, при протекании которых про­исходит уменьшение энтальпии системы и во внешнюю сре­ду выделяется теплота, называются:

1) эндотермическимий;

2) экзотермическими;

3) экзэргоническими;

4) эндэргоническими.

29 . При каких условиях изменение энтальпии равно теп­лоте, получаемой системой из окружающей среды?

1) при постоянном объеме;

2) при постоянной температуре;

3) при постоянном давлении;

4) ни при каких.

30 . Тепловой эффект реакции, протекающей при посто-янном давлении, называется изменением:

1) внутренней энергии;

2) ни одно из предыдущих определений неверно;

3) энтальпии;

4) энтропии.

31. Какие процессы называют эндотермическими?

32 . Какие процессы называют экзотермическими?

1) для которых АН отрицательно;

2) для которых AG отрицательно;

3) для которых АН положительно;

4) для которых AG положительно.

33 . Укажите формулировку закона Гесса:

1) тепловой эффект реакции зависит только от началь­ного и конечного состояния системы и не зависит от пути реакции;

2) теплота, поглощаемая системой при постоянном объе­ме, равна изменению внутренней энергии системы;

3) теплота, поглощаемая системой при постоянном дав­лении, равна изменению энтальпии системы;

4) тепловой эффект реакции не зависит от начально­го и конечного состояния системы, а зависит от пути ре­акции.

34. Какой закон лежит в основе расчетов калорийности продуктов питания?

1) Вант-Гоффа;

3) Сеченова;

35. При окислении каких веществ в условиях организма выделяется большее количество энергии?

1) белков;

3) углеводов;

4) углеводов и белков.

36 . Самопроизвольным называется процесс, который:

1) осуществляется без помощи катализатора;

2) сопровождается выделением теплоты;

3) осуществляется без затраты энергии извне;

4) протекает быстро.

37 . Энтропия реакции - это:

1) количество теплоты, которое выделяется или погло­щается в ходе химической реакции при изобарно-изотер-мических условиях;

2) количество теплоты, которое выделяется или погло­щается в ходе химической реакции при изохорно-изотер-мических условиях;

3) величина, характеризующая возможность самопро­извольного протекания процесса;

4) величина, характеризующая меру неупорядоченнос­ти расположения и движения частиц системы.

38 . Какой функцией состояния характеризуется тенден­ция системы к достижению вероятного состояния, которо­му соответствует максимальная беспорядочность распреде­ления частиц?

1) энтальпией;

2) энтропией;

3) энергией Гиббса;

4) внутренней энергией.

39 . В каком соотношении находятся энтропии трех агрегат­ных состояний одного вещества: газа, жидкости, твердого тела:

I) S (г) > S (ж) > S (тв); 2)S(тв)>S(ж)>S(г); 3)S(ж)>S(г)>S(TB); 4) агрегатное состояние не влияет на значение энтропии.

40 . В каком из следующих процессов должно наблюдать­ся наибольшее положительное изменение энтропии:

1) СН3ОН (тв) --> СН,ОН (г);

2) СH4OH (тв) --> СН 3 ОН (ж);

3) СН,ОН (г) -> CH4OH (тв);

4) СН,ОН (ж) -> СН3ОН (тв).

41 . Выберите правильное утверждение: энтропия систе­мы увеличивается при:

1) повышении давления;

2) переходе от жидкого к твердому агрегатному состоянию

3) повышении температуры;

4) переходе от газообразного к жидкому состоянию.

42. Какую термодинамическую функцию можно исполь­зовать, чтобы предсказать возможность самопроизвольно­го протекания реакции в изолированной системе?

1) энтальпию;

2) внутреннюю энергию;

3) энтропию;

4) потенциальную энергию системы.

43 . Какое уравнение является математическим выраже­нием 2-го закона термодинамики для изолированных систем?

44 . Если система обратимым образом получает количе­ство теплоты Q при температуре Т, то об T;

2) возрастает на величину Q/T;

3) возрастает на величину, большую Q/T;

4) возрастает на величину, меньшую Q/T.

45 . В изолированной системе самопроизвольно проте­кает химическая реакция с образованием некоторого коли­чества продукта. Как изменяется энтропия такой системы?

1) увеличивается

2) уменьшается

3) не изменяется

4) достигает минимального значения

46 . Укажите, в каких процессах и при каких условиях изменение энтропии может быть равно работе процесса?

1) в изобарных, при постоянных Р и Т;

2) в изохорных, при постоянных V и Т;

З) изменение энтропии никогда не равно работе; 4) в изотермических, при постоянных Р и 47 . Как изменится связанная энергия системы TS при нагревании и при ее конденсации?

1) при нагревании растет, при конденсации уменьшается;

2) при нагревании уменьшается, при конденсации растет;

3) не происходит изменение T-S;

4) при нагревании и конденсации растет.

48 . Какие параметры системы необходимо поддержи­вать постоянными, чтобы по знаку изменения энтропии можно было судить о направлении самопроизвольного про­текания процесса?

1) давление и температуру;

2) объем и температуру;

3) внутреннюю энергию и объем;

4) только температуру.

49 . В изолированной системе все самопроизвольные процессы протекают в сторону увеличения беспорядка. Как при этом изменяется энтропия?

1) не изменяется;

2) увеличивается;

3) уменьшается;

4) сначала увеличивается, а затем уменьшается.

50 . Энтропия возрастает на величину Q/T для:

1) обратимого процесса;

2) необратимого процесса;

3) гомогенного;

4) гетерогенного.

51 Как изменяется энтропия системы за счет прямой и обратной реакции при синтезе аммиака?

3) энтропия не изменяется в ходе реакции;

4) энтропия увеличивается для прямой и обратной ре­акции.

52 . Какими одновременно действующими факторами определяется направленность химического процесса?

1) энтальпийным и температурным;

2) энтальпийным и энтропийным;

3) энтропийным и температурным;

4) изменением энергии Гиббса и температуры.

53. В изобарно-изотермических условиях максимальная работа, осуществляемая системой:

1) равна убыли энергии Гиббса;

2) больше убыли энергии Гиббса;

3) меньше убыли энергии Гиббса;

4) равна убыли энтальпии.

54 . Какие условия необходимо соблюдать, чтобы мак­симальная работа в системе совершалась за счет убыли энер­гии Гиббса?

1) необходимо поддерживать постоянными V и t;

2) необходимо поддерживать постоянными Р и t;

3) необходимо поддерживать постоянными АН и AS;

4) необходимо поддерживать постоянными PиV

55 . За счет чего совершается максимальная полезная работа химической реакции при постоянных давлении и температуре?

1) за счет убыли энергии Гиббса;

3) за счет увеличения энтальпии;

4) за счет уменьшения энтропии.

56. За счет чего совершается маскимальная полезная рабо­та живым организмом в изобарно-изотермических условиях?

1) за счет убыли энтальпии;

2) за счет увеличения энтропии;

3) за счет убыли энергии Гиббса;

4) за счет увеличения энергии Гиббса.

57 . Какие процессы называют эндэргоническими?

58. Какие процессы называют экзэргоническими?

2) AG 0; 4) AG > 0.

59. Самопроизвольный характер процесса лучше опре­делять путем оценки:

1)энтропии;

3) энтальпии;

2) свободной энергии Гиббса;

4) температуры.

60 . Какую термодинамическую функцию можно исполь­зовать для предсказания возможности самопроизвольного протекания процессов в живом организме?

1) энтальпию;

3) энтропию;

2) внутреннюю энергию;

4) свободную энергию Гиббса.

61 . Для обратимых процессов изменение свободной энергии Гиббса...

1) всегда равно нулю;

2) всегда отрицательно;

3) всегда положительно;

62 . Для необратимых процессов изменение свободной энергии:

1) всегда равно нулю;

2) всегда отрицательно;

3) всегда положительно;

4) положительно или отрицательно в зависимости от обстоятельств.

63. В изобарно-изотермических условиях в системе са­мопроизвольно могут осуществляться только такие процес­сы, в результате которых энергия Гиббса:

1) не меняется;

2) увеличивается;

3) уменьшается;

4) достигает максиального значения.

64 . Для некоторой химической реакции в газовой фазе при постоянных Р и TAG > 0. В каком направлении само­произвольно протекает эта реакция?

Г) в прямом направлении;

2) не может протекать при данных условиях;

3) в обратном направлении;

4) находится в состоянии равновесия.

65 . Каков знак AG процесса таяния льда при 263 К?

66 . В каком из следующих случаев реакция неосуществи­ма при любых температурах?

1)AH>0;AS>0; 2)AH>0;AH

3)A#4)AH= 0;AS = 0.

67. В каком из следующих случаев реакция возможна при любых температурах?

1)ДH 0; 2)AH 0; AS > 0; 4)AH = 0;AS = 0.

68 . Если АН

1) [АН] > ;

2) при любых соотношениях АН и TAS; 3){AH]

4) [АН] = [Т-А S].

69 . При каких значениях по знаку АН и AS в системе возможны только экзотермические процессы?

70. При каких соотношениях АН и T* AS химический про­цесс направлен в сторону эндотермической реакции:

71 . При каких постоянных термодинамических парамет­рах изменение энтальпии может служить критерием направ­ления самопроизвольного процесса? Какой знак DH в этих условиях указывает на самопроизвольный процесс?

1) при постоянных S и Р, АН

3) при постоянных Put, АН

2) при постоянных 5 и Р, АН > 0; 4) при постоянных Vn t, АН > 0.

72 . Можно ли и в каких случаях по знаку изменения эн­тальпии в ходе химической реакции судить о возможности ее протекания при постоянных Ти Р1

1) можно, если ЛЯ » T-AS;

2) при данных условиях нельзя;

3) можно, если АН « T-AS;

4) можно, если АН = T-AS.

73 . Реакция ЗН 2 + N 2 -> 2NH 3 проводится при 110°С, так что все реагенты и продукты находятся в газовой фазе. Ка­кие из указанных ниже величин сохраняются в ходе реакции?

2) энтропия;

3) энтальпия;

74 . Какие из следующих утверждений верны для реак­ций, протекающих в стандартных условиях?

1) эндотермические реакции не могут протекать само­произвольно;

2) эндотермические реакции могут протекать при дос­таточно низких температурах;

3) эндотермические реакции могут протекать при высо­ких температурах, если AS > 0;

4) эндотермические реакции могут протекать при высо­ких температурах, если AS

75 . Каковы особенности биохимических процессов: а) под­чиняются принципу энергетического сопряжения; б) как правило обратимы; в) сложные; г) только экзэргонические (AG

1) а, б, в, г;

2) б, в, г; 3) а, 6, в; 4) в, д.

76 . Экзэргонические реакции в организме протекают самопроизвольно, так как:

77 . Эндэргонические реакции в организме требуют под­вода энергии, так как: 1)AG >0;

78 . При гидролизе любого пептида АН 0, бу­дет ли данный процесс протекать самопроизвольно?

1) будет, так как AG > 0;

3) не будет, так как AG > 0;

2) будет, так как AG

4) не будет, так как AG

79 . Калорийностью питательных веществ называется энергия:

1) выделяемая при полном окислении 1 г питательных веществ;

2) выделяемая при полном окислении 1 моль питатель­ных веществ;

3) необходимая для полного окислении 1 г питательных веществ;

4) необходимая для полного окислении 1 моль питатель­ных веществ.

80 . Для процесса тепловой денатурации многих фермен­тов ЛЯ > 0 и AS > 0. Может ли данный процесс протекать самопроизвольно?

1) может при высоких температурах, так как \T-AS\ > |АД];

2) может при низких температурах, так как \T-AS\

3) не может, так как \T-AS\ > |AH];

4) не может, так как \T-AS\

81 . Для процесса тепловой гидратации многих белков АН

1) может при достаточно низких температурах, так как |AH| > \T-AS\;

2) может при достаточно низких температурах, так как |АЯ|

3) может при высоких температурах, так как |АH)

4) не может ни при каких температурах.

Программа

Параметров химических реакций, химического равновесия ; - рассчитывать тепловые эффекты и скорость химических реакций... реакций; - основы физической и коллоидной химии, химической кинетики , электрохимии, химической термодинамики и термохимии; ...

Задачи профессиональной деятельности выпускника. Компетенции выпускника, формируемые в результате освоения ооп впо. Документы, регламентирующие содержание и организацию образовательного процесса при реализации ооп впо (3)

Регламент

Модуль 2. Основные физико-химические закономерности протекания химических процессов Основы химической термодинамики . Основы химической кинетики . Химическое равновесие . Модуль 3..Основы химии растворов Общие...

Данное пособие может быть использовано для самостоятельной работы студентами нехимических специальностей

Документ

Простые вещества. На этой основе в химической термодинамике создана система расчета тепловых эффектов... , Cr2O3? ТЕМА 2. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ Как было показано ранее, химическая термодинамика позволяет предсказать принципиальную...

Рабочая программа дисциплины химия направление подготовки

Рабочая программа

4.1.5. Окислительно-восстановительные процессы. Основы электрохимии Окислительно-восстановительные процессы. ... Способы количественного выражения состава растворов. 5 Химическая термодинамика 6 Кинетика и равновесие . 7 Диссоциация, рН, гидролиз 8 ...

1. Скорость химических реакций. Определение понятия. Факторы, влияющие на скорость химической реакции: концентрация реагента, давление, температура, присутствие катализатора. Закон действующих масс (ЗДМ) как основной закон химической кинетики. Константа скорости, ее физический смысл. Влияние на константу скорости реакции природы реагирующих веществ, температуры и присутствия катализатора.

Скорость гомогенной реакции - это величина, численно равная изменению молярной концентрации любого участника реакции в единицу времени.

Средняя скорость реакции v ср в интервале времени от t 1 до t 2 определяется соотношением:

Основные факторы, влияющие на скорость гомогенной химической реакции:

• - природа реагирующих веществ;
• - молярные концентрации реагентов;
• - давление (если в реакции участвуют газы);
• - температура;
• - наличие катализатора.

Скорость гетерогенной реакции - это величина, численно равная изменению химического количества любого участника реакции в единицу времени на единице площади поверхности раздела фаз: .

По стадийности химические реакции подразделяются на простые (элементарные) и сложные. Большинство химических реакций представляют собой сложные процессы, протекающие в несколько стадий, т.е. состоящие из нескольких элементарных процессов.

Для элементарных реакций справедлив закон действующих масс: скорость элементарной химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Для элементарной реакции аА + bB > ... скорость реакции, согласно закону действующих масс, выражается соотношением:

где с(А) и с(В) - молярные концентрации реагирующих веществ А и В; a и b - соответствующие стехиометрические коэффициенты; k - константа скорости данной реакции.

Для гетерогенных реакций в уравнение закона действующих масс входят концентрации не всех реагентов, а только газообразных или растворенных. Так, для реакции горения углерода:

С (к) + О 2 (г) > СО 2 (г)

уравнение скорости имеет вид: .

Физический смысл константы скорости - она численно равна скорости химической реакции при концентрациях реагирующих веществ, равных 1 моль/дм 3 .

Величина константы скорости гомогенной реакции зависит от природы реагирующих веществ, температуры и катализатора.

2. Влияние температуры на скорость химической реакции. Температурный коэффициент скорости химической реакции. Активные молекулы. Кривая распределения молекул по их кинетической энергии. Энергия активации. Соотношение величин энергии активации и энергии химической связи в исходных молекулах. Переходное состояние, или активированный комплекс. Энергия активации и тепловой эффект реакции (энергетическая схема). Зависимость температурного коэффициента скорости реакции от величины энергии активации.

При увеличении температуры скорость химической реакции обычно возрастает. Величина, показывающая во сколько раз увеличивается скорость реакции при увеличении температуры на 10 градусов (или, что то же самое, на 10 К), называется температурным коэффициентом скорости химической реакции (г):

где - значения скорости реакции соответственно при температурах Т 2 и Т 1 ; г - температурный коэффициент скорости реакции.

Зависимость скорости реакции от температуры приближенно определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10 градусов скорость химической реакции увеличивается в 2 - 4 раза.

Более точное описание зависимости скорости реакции от температуры осуществимо в рамках теории активации Аррениуса. Согласно этой теории, химическая реакция может происходить при столкновении только активных частиц. Активными называются частицы, которые обладают определенной, характерной для данной реакции, энергией, необходимой для преодоления сил отталкивания, возникающих между электронными оболочками реагирующих частиц. Доля активных частиц возрастает при увеличении температуры.

Активированный комплекс - это промежуточная неустойчивая группировка, образующаяся при столкновении активных частиц и находящаяся в состоянии перераспределения связей. При распаде активированного комплекса образуются продукты реакции.

Энергия активации Е а равна разности между средней энергией реагирующих частиц и энергией активированного комплекса.

Для большинства химических реакций энергия активации меньше энергии диссоциации наименее прочных связей в молекулах реагирующих веществ.

В теории активации влияние температуры на скорость химической реакции описывается уравнением Аррениуса для константы скорости химической реакции:

где А - постоянный множитель, не зависящий от температуры, определяющийся природой реагирующих веществ; е - основание натурального логарифма; Е а - энергия активации; R - молярная газовая постоянная.

Как следует из уравнения Аррениуса, константа скорости реакции тем больше, чем меньше энергия активации. Даже небольшое снижение энергии активации (например, при внесении катализатора) приводит к заметному возрастанию скорости реакции.

По уравнению Аррениуса, увеличение температуры приводит к увеличению константы скорости химической реакции. Чем меньше величина Е а, тем заметнее влияние температуры на скорость реакции и, значит, тем больше температурный коэффициент скорости реакции.

3. Влияние катализатора на скорость химической реакции. Гомогенный и гетерогенный катализ. Элементы теории гомогенного катализа. Теория промежуточных соединений. Элементы теории гетерогенного катализа. Активные центры и их роль в гетерогенном катализе. Понятие об адсорбции. Влияние катализатора на энергию активации химической реакции. Катализ в природе, промышленности, технике. Биохимический катализ. Ферменты.

Катализом называется изменение скорости химической реакции под действием веществ, количество и природа которых после завершения реакции остаются такими же, как и до реакции.

Катализатор - это вещество, изменяющее скорость химической реакции, но остающееся химически неизменным.

Положительный катализатор ускоряет реакцию; отрицательный катализатор, или ингибитор, замедляет реакцию.

В большинстве случаев действие катализатора объясняется тем, что он снижает энергию активации реакции. Каждый из промежуточных процессов с участием катализатора протекает с меньшей энергией активации, чем некатализируемая реакция.

При гомогенном катализе катализатор и реагирующие вещества образуют одну фазу (раствор). При гетерогенном катализе катализатор (обычно твердое вещество) и реагирующие вещества находятся в разных фазах.

В ходе гомогенного катализа катализатор образует с реагентом промежуточное соединение, с большой скоростью реагирующее со вторым реагентом или быстро разлагающееся с выделением продукта реакции.

Пример гомогенного катализа: окисление оксида серы(IV) до оксида серы(VI) кислородом при нитрозном способе получения серной кислоты (здесь катализатором является оксид азота(II), легко реагирующий с кислородом).

При гетерогенном катализе реакция протекает на поверхности катализатора. Начальными стадиями являются диффузия частиц реагентов к катализатору и их адсорбция (т. е. поглощение) поверхностью катализатора. Молекулы реагента взаимодействуют с атомами или группами атомов, находящимися на поверхностим катализатора, образуя промежуточные поверхностные соединения. Перераспределение электронной плотности, происходящее в таких промежуточных соединениях, приводит к образованию новых веществ, которые десорбируются, т. е. удаляются с поверхности.

Процесс образования промежуточных поверхностных соединений происходит на активных центрах катализатора.

Пример гетерогенного катализа - увеличение скорости окисления оксида серы(IV) до оксида серы(VI) кислородом в присутствии оксида ванадия(V).

Примеры каталитических процессов в промышленности и технике: синтез аммиака, синтез азотной и серной кислот, крекинг и риформинг нефти, дожиг продуктов неполного сгорания бензина в автомобилях и т. д.

Примеры каталитических процессов в природе многочисленны, поскольку большинство биохимических реакций, протекающих в живых организмах, относятся к числу каталитических реакций. Катализаторами таких реакций являются белковые вещества, называемые ферментами. В организме человека находится около 30 000 ферментов, каждый из которых катализирует процессы только одного типа (например, птиалин слюны катализирует только превращение крахмала в глюкозу).

4. Химическое равновесие. Обратимые и необратимые химические реакции. Состояние химического равновесия. Константа химического равновесия. Факторы, определяющие величину константы равновесия: природа реагирующих веществ и температура. Сдвиг химического равновесия. Влияние изменения концентрации, давления и температуры на положение химического равновесия.

Химические реакции, в результате которых исходные вещества полностью превращаются в продукты реакции, называются необратимыми. Реакции, идущие одновременно в двух противоположных направлениях (прямом и обратном), называются обратимыми.

В обратимых реакциях состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакции равны (), называется состоянием химического равновесия. Химическое равновесие является динамическим, т. е. его установление не означает прекращение реакции. В общем случае для любой обратимой реакции аА + bB - dD + eE, независимо от ее механизма, выполняется соотношение:

При установившемся равновесии произведение концентраций продуктов реакции, отнесенное к произведению концентраций исходных веществ, для данной реакции при данной температуре представляет собой постоянную величину, называемую константой равновесия (К).

Величина константы равновесия зависит от природы реагирующих веществ и температуры, но не зависит от концентраций компонентов равновесной смеси.

Изменение условий (температуры, давления, концентрации), при которых система находится в состоянии химического равновесия (), вызывает нарушение равновесия. В результате неодинакового изменения скоростей прямой и обратной реакций () c течением времени в системе устанавливается новое химическое равновесие (), соответствующее новым условиям. Переход из одного равновесного состояния в другое называется сдвигом, или смещением положения равновесия.

Если при переходе из одного равновесного состояние в другое увеличиваются концентрации веществ, записанных в правой части уравнения реакции, говорят, что равновесие смещается вправо. Если же при переходе из одного равновесного состояние в другое увеличиваются концентрации веществ, записанных в левой части уравнения реакции, говорят, что равновесие смещается влево.

Направление смещения химического равновесия в результате изменения внешних условий определяется принципом Ле-Шателье: Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить температуру, давление или концентрации веществ), то оно будет благоприятствовать протеканию того из двух противоположных процессов, который ослабляет это воздействие.

Согласно принципу Ле-Шателье:

Увеличение концентрации компонента, записанного в левой части уравнения, приводит к смещению равновесия вправо; увеличение концентрации компонента, записанного в правой части уравнения, приводит к смещению равновесия влево;

При увеличении температуры равновесие смещается в сторону протекания эндотермической реакции, а при уменьшении температуры - в сторону протекания экзотермической реакции;

• - При увеличении давления равновесие смещается в сторону реакции, уменьшающей число молекул газообразных веществ в системе, а при уменьшении давления - в сторону реакции, увеличивающей число молекул газообразных веществ.
• 5. Фотохимические и цепные реакции. Особенности протекания фотохимических реакций. Фотохимические реакции и живая природа. Неразветвленные и разветвленные химические реакции (на примере реакций образования хлороводорода и воды из простых веществ). Условия зарождения и обрыва цепей.

Фотохимические реакции - это реакции, проходящие под действием света. Фотохимическая реакция протекает, если реагент поглощает кванты излучения, характеризующиеся вполне определенной для данной реакции энергией.

В случае одних фотохимических реакций, поглощая энергию, молекулы реагента переходят в возбужденное состояние, т.е. становятся активными.

В других случаях фотохимическая реакция протекает, если поглощаются кванты настолько большой энергии, что химические связи разрываются и происходит диссоциация молекул на атомы или группы атомов.

Скорость фотохимической реакции тем больше, чем больше интенсивность облучения.

Пример фотохимической реакции в живой природе - фотосинтез, т.е. образование органических веществ клеток благодаря энергии света. У большинства организмов фотосинтез проходит при участии хлорофилла; в случае высших растений фотосинтез суммарно выражается уравнением:

CO 2 + H 2 O органическое вещество + О 2

В основе функционирования процессов зрения тоже лежат фотохимические процессы.

Цепная реакция - реакция, представляющая собой цепь элементарных актов взаимодействия, причем возможность протекания каждого акта взаимодействия зависит от успешности прохождения предыдущего акта.

Стадии цепной реакции - зарождение цепи, развитие цепи и обрыв цепи.

Зарождение цепи происходит, когда за счет внешнего источника энергии (кванта электромагнитного излучения, нагревания, электрического разряда) образуются активные частицы с неспаренными электронами (атомы, свободные радикалы).

В ходе развития цепи радикалы взаимодействуют с исходными молекулами, причем в каждом акте взаимодействия образуются новые радикалы.

Обрыв цепи наступает, если два радикала сталкиваются и передают выделяющуюся при этом энергию третьему телу (молекуле, устойчивой к распаду, или стенке сосуда). Цепь также может оборваться, если образуется малоактивный радикал.

Два типа цепных реакций - неразветвленные и разветвленные.

В неразветвленных реакциях на стадии развития цепи из каждого реагирующего радикала образуется один новый радикал.

В разветвленных реакциях на стадии развития цепи из одного реагирующего радикала образуется 2 или больше новых радикалов.

6. Факторы, определяющие направление протекания химической реакции. Элементы химической термодинамики. Понятия: фаза, система, среда, макро- и микросостояния. Основные термодинамические характеристики. Внутренняя энергия системы и ее изменение в ходе химических превращений. Энтальпия. Соотношение энтальпии и внутренней энергии системы. Стандартная энтальпия вещества. Изменение энтальпии в системах в ходе химических превращений. Тепловой эффект (энтальпия) химической реакции. Экзо- и эндотермические процессы. Термохимия. Закон Гесса. Термохимические расчеты.

Термодинамика изучает закономерности обмена энергией между системой и внешней средой, возможность, направление и пределы самопроизвольного протекания химических процессов.

Термодинамическая система (или просто система) - тело или группа взаимодействующих тел, мысленно выделяемых в пространстве. Остальная часть пространства за пределами системы называется окружающей средой (или просто средой). Система отделена от среды реальной или воображаемой поверхностью.

Гомогенная система состоит из одной фазы, гетерогенная система - из двух или более фаз.

Фаза - это часть системы, однородная во всех ее точках по химическому составу и свойствам и отделенная от других частей системы поверхностью раздела.

Состояние системы характеризуется всей совокупностью ее физических и химических свойств. Макросостояние определяется усредненными параметрами всей совокупности частиц системы, а микросостояние - параметрами каждой отдельной частицы.

Независимые переменные, определяющие макросостояние системы, называются термодинамическими переменными, или параметрами состояния. В качестве параметров состояния обычно выбирают температуру Т, давление р, объем V, химическое количество n, концентрацию с и т. д.

Физическая величина, значение которой зависит только от параметров состояния и не зависит от пути перехода к данному состоянию, называется функцией состояния. Функциями состояния являются, в частности:

U - внутренняя энергия;

Н - энтальпия;

S - энтропия;

G - энергия Гиббса (свободная энергия или изобарно-изотермический потенциал).

Внутренняя энергия системы U - это ее полная энергия, состоящая из кинетической и потенциальной энергии всех частиц системы (молекул, атомов, ядер, электронов) без учета кинетической и потенциальной энергии системы как целого. Поскольку полный учет всех этих составляющих невозможен, то при термодинамическом изучении системы рассматривают изменение ее внутренней энергии при переходе из одного состояния (U 1) в другое (U 2):

U1 U2 U = U2 - U1

Изменение внутренней энергии системы может быть определено экспериментально.

Система может обмениваться энергией (теплотой Q) с окружающей средой и совершать работу А, или, наоборот, над системой может быть совершена работа. Согласно первому закону термодинамики, являющемуся следствием закона сохранения энергии, теплота, полученная системой, может быть использована только на увеличение внутренней энергии системы и на совершение системой работы:

Q = U + A

В дальнейшем будем рассматривать свойства таких систем, на которые не воздействуют никакие иные силы, кроме сил внешнего давления.

Если в системе процесс идет при постоянном объеме (т. е. отсутствует работа против сил внешнего давления), то А = 0. Тогда тепловой эффект процесса, идущего при постоянном объеме, Q v равен изменению внутренней энергии системы:

Большинство химических реакций, с которыми приходится сталкиваться в обыденной жизни, идет при постоянном давлении (изобарные процессы). Если на систему не действуют иные силы, кроме постоянного внешнего давления, то:

A = p(V2 - V1 ) = pV

Поэтому в нашем случае (р = const):

Qp =U + pV

Q р = U2 - U1 + p(V2 - V1 ), откуда

Q p = (U2 + pV2 ) - (U1 + pV1 ).

Функция U + pV называется энтальпией; ее обозначают буквой Н. Энтальпия есть функция состояния и имеет размерность энергии (Дж).

Qp = H2 - H1 = H,

т. е. тепловой эффект реакции при постоянном давлении и температуре Т равен изменению энтальпии системы в ходе реакции. Он зависит от природы реагентов и продуктов, их физического состояния, условий (Т, р) проведения реакции, а также от количества веществ, участвующих в реакции.

Энтальпией реакции называют изменение энтальпии системы, в которой реагенты взаимодействуют в количествах, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Энтальпия реакции называется стандартной, если реагенты и продукты реакции находятся в стандартных состояниях.

Стандартное состояние вещества - агрегатное состояние или кристаллическая форма вещества, в которой оно термодинамически наиболее устойчиво при стандартных условиях (T = 25 o C или 298 К; р = 101,325 кПа).

Стандартным состоянием вещества, существующего при 298 К в твердом виде, считают его чистый кристалл под давлением 101,325 кПа; в жидком виде - чистую жидкость под давлением 101,325 кПа; в газообразном виде - газ с собственным давлением 101,325 кПа.

Для растворенного вещества стандартным считают его состояние в растворе при моляльности 1 моль/кг, причем предполагается, что раствор обладает свойствами бесконечно разбавленного раствора.

Стандартная энтальпия реакции образования 1 моль данного вещества из простых веществ, находящихся в своих стандартных состояниях, называется стандартной энтальпией образования этого вещества.

Пример записи: (CO 2) = - 393,5 кДж/моль.

Стандартная энтальпия образования простого вещества, находящегося в наиболее устойчивом (при данных р и Т) агрегатном состоянии, принимается равной 0. Если элемент образует несколько аллотропных модификаций, то нулевую стандартную энтальпию образования имеет только самая устойчивая (при данных р и Т) модификация.

Обычно термодинамические величины определяют при стандартных условиях:

р = 101,32 кПа и Т = 298 К (25 о С).

Химические уравнения, в которых указаны изменения энтальпии (тепловые эффекты реакций), называются термохимическими уравнениями. В литературе можно встретить две формы записи термохимических уравнений.

Термодинамическая форма записи термохимического уравнения:

С (графит) + О 2 (г) СО 2 (г) ; = - 393,5 кДж.

Термохимическая форма записи термохимического уравнения этого же процесса:

С (графит) + О 2 (г) СО 2 (г) + 393,5 кДж.

В термодинамике тепловые эффекты процессов рассматривают с позиций системы. Поэтому, если система выделяет теплоту, то Q < 0, а энтальпия системы уменьшается (ДH < 0).

В классической термохимии тепловые эффекты рассматриваются с позиций окружающей среды. Поэтому, если система выделяет теплоту, то принимается, что Q > 0.

Экзотермическим называется процесс, протекающий с выделением теплоты (ДH < 0).

Эндотермическим называется процесс, протекающий с поглощением теплоты (ДH > 0).

Основным законом термохимии является закон Гесса: "Тепловой эффект реакции определяется только начальным и конечным состоянием системы и не зависит от пути перехода системы из одного состояния в другое".

Следствие из закона Гесса: Стандартный тепловой эффект реакции равен сумме стандартных теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы стандартных теплот образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:

• (реакции) = (прод.) -(исх.)
• 7. Понятие об энтропии. Изменение энтропии в ходе фазовых превращений и химических процессов. Понятие об изобарно-изотермическом потенциале системы (энергии Гиббса, свободной энергии). Соотношение между величиной изменения энергии Гиббса и величинами изменения энтальпии и энтропии реакции (основное термодинамическое соотношение). Термодинамический анализ возможности и условий протекания химических реакций. Особенности протекания химических процессов в живых организмах.

Энтропия S - это величина, пропорциональная логарифму числа равновероятных микросостояний (W), через которые может быть реализовано данное макросостояние:

S = k · ln W

Единица энтропии - Дж/моль?K.

Энтропия является количественной мерой степени неупорядоченности системы.

Энтропия возрастает при переходе вещества из кристаллического состояния в жидкое и из жидкого в газообразное, при растворении кристаллов, при расширении газов, при химических взаимодействиях, приводящих к увеличению числа частиц, и прежде всего частиц в газообразном состоянии. Напротив, все процессы, в результате которых упорядоченность системы возрастает (конденсация, полимеризация, сжатие, уменьшение числа частиц), сопровождаются уменьшением энтропии.

Существуют методы расчета абсолютного значения энтропии вещества, поэтому в таблицах термодинамических характеристик индивидуальных веществ приведены данные для S 0 , а не для ДS 0 .

Стандартная энтропия простого вещества, в отличие от энтальпии образования простого вещества, не равна нулю.

Для энтропии справедливо утверждение, аналогичное рассмотренному выше для Н: изменение энтропии системы в результате химической реакции (S) равно сумме энтропий продуктов реакции за вычетом суммы энтропий исходных веществ. Как и при вычислении энтальпии, суммирование производят с учетом стехиометрических коэффициентов.

Направление, в котором в изолированной системе самопроизвольно протекает химическая реакция, определяется совместным действием двух факторов: 1) тенденцией к переходу системы в состояние с наименьшей внутренней энергией (в случае изобарных процессов - с наименьшей энтальпией); 2) тенденцией к достижению наиболее вероятного состояния, т. е. состояния, которое может быть реализовано наибольшим числом равновероятных способов (микросостояний), т.е.:

ДH > min, ДS > max.

Функцией состояния, одновременно отражающей влияние обеих упомянутых выше тенденций на направление протекания химических процессов, служит энергия Гиббса (свободная энергия, или изобарно-изотермический потенциал), связанная с энтальпией и энтропией соотношением

где Т - абсолютная температура.

Как видно, энергия Гиббса имеет ту же размерность, что и энтальпия, и поэтому обычно выражается в Дж или кДж.

Для изобарно-изотермических процессов (т. е. процессов, протекающих при постоянных температуре и давлении) изменение энергии Гиббса равно:

G = H - TS

Как и в случае H и S, изменение энергии Гиббса G в результате химической реакции (энергия Гиббса реакции) равно сумме энергий Гиббса образования продуктов реакции за вычетом суммы энергий Гиббса образования исходных веществ; суммирование производят с учетом числа молей участвующих в реакции веществ.

Энергию Гиббса образования вещества относят к 1 молю этого вещества и обычно выражают в кДж/моль; при этом G 0 образования наиболее устойчивой модификации простого вещества принимают равной нулю.

При постоянстве температуры и давления химические реакции могут самопроизвольно протекать только в таком направлении, при котором энергия Гиббса системы уменьшается (G0). Это есть условие принципиальной возможности осуществления данного процесса.

В приведенной таблице показана возможность и условия протекания реакции при различных сочетаниях знаков Н и S:

По знаку G можно судить о возможности (невозможности) самопроизвольного протекания отдельно взятого процесса. Если на систему оказывать воздействие, то в ней можно осуществить переход от одних веществ к другим, характеризующийся увеличением свободной энергии (G>0). Например, в клетках живых организмов протекают реакции образования сложных органических соединений; движущей силой таких процессов являются солнечное излучение и реакции окисления в клетке.

Основные понятия и законы химии. Химическая связь. Строение и свойства вещества

1. Какие вещества называют простыми? Сложными? Из приведенных веществ выберите простые: СО, О 3 , СаО, К, Н 2 , Н 2 О.

2. Какие вещества называют оксидами? Кислотами? Основаниями? Солями?

3. Из приведенных оксидов – SO 2 , CaO, ZnO, Cr 2 O 3 , CrO, P 2 O 5 , CO 2 , Cl 2 O 3 , Al 2 O 3 – выберите основные, кислотные и амфотерные.

4. Какие соли относят к кислым, основным, средним, двойным, смешанным, комплексным?

5. Назовите следующие соединения: ZnOHCl, KHSO 3 , NaAl(SO 4) 2 . К какому классу соединений они относятся?

6. Что называют основностью кислоты?

7. Из приведенных гидроксидов выберите амфотерные: Fe(OH) 2 , KOH, Al(OH) 3 , Ca(OH) 2 , Fe(OH) 3 , Pb(OH) 2 .

8. Что называют схемой реакции? Уравнением реакции?

9. Как называют числа, стоящие в уравнении реакции? Что они показывают?

10. Как перейти от схемы реакции к уравнению?

11. С какими веществами вступают во взаимодействие основные оксиды? Амфотерные оксиды? Кислотные оксиды?

12. С какими веществами вступают во взаимодействие основания?

13. С какими веществами вступают во взаимодействие кислоты?

14. С какими веществами вступают во взаимодействие соли?

15. Определите массовые доли элементов в азотной кислоте HNO 3.

16. Какие металлы взаимодействуют с щелочами?

17. Какие металлы взаимодействуют с растворами серной и соляной кислот?

18. Какие продукты образуются при взаимодействии металлов с азотной кислотой различной концентрации?

19. Какие реакции называют реакциями разложения? Соединения? Замещения? Окислительно-восстановительными?

20. Составьте уравнения реакций: CrCl 3 + NaOH→; CrCl 3 + 2NaOH→; CrCl 3 + 3NaOH→; CrCl 3 + NaOH (избыток) →.

21. Составьте уравнения реакций: Al + KOH →; Al + KOH + Н 2 О →.

22. Что называют атомом? Химическим элементом? Молекулой?

23. Какие элементы относят к металлам? Неметаллам? Почему?

24. Что называют химической формулой вещества? Что она показывает?

25. Что называют структурной формулой вещества? Что она показывает?

26. Что называют количеством вещества?

27. Что называют молем? Что он показывает? Какое количество структурных единиц содержится в моле вещества?

28. Какие массы элементов указаны в Периодической системе?

29. Что называют относительными атомной, молекулярной массами? Как их определяют? Каковы их единицы измерения?

30. Что называют молярной массой вещества? Как ее определяют? Какова ее единица измерения?

31. Какие условия называют нормальными условиями?

32. Какой объем занимает 1 моль газа при н.у.? 5 моль газа при н.у.?

33. Из чего состоит атом?

34. Из чего состоит ядро атома? Какой заряд имеет ядро атома? Чем определяется заряд ядра атома? Чем определяется масса ядра атома?

35. Что называют массовым числом?

36. Что называют энергетическим уровнем? Сколько электронов расположено на отдельном энергетическом уровне?

37. Что называют атомной орбиталью? Как ее изображают?

38. Что характеризует главное квантовое число? Орбитальное квантовое число? Магнитное квантовое число? Спиновое квантовое число?

39. Какова связь между главным и орбитальным квантовыми числами? Между орбитальным и магнитным квантовыми числами?

40. Как называют электроны с = 0? = 1? = 2? = 3? Сколько орбиталей соответствует каждому из данных состояний электрона?

41. Какое состояние атома называют основным? Возбужденным?

42. Сколько электронов может располагаться на одной атомной орбитали? Чем они отличаются?

44. Сколько и какие подуровни могут располагаться на первом энергетическом уровне? На втором? На третьем? На четвертом?

45. Сформулируйте принцип наименьшей энергии, правила Клечковского, принцип Паули, правило Хунда, периодический закон.

46. Что периодически изменяется для атомов элементов?

47. Что общего у элементов одной подгруппы? Одного периода?

48. Чем отличаются элементы главных подгрупп от элементов побочных подгрупп?

49. Составьте электронные формулы ионов Сr +3 , Са +2 , N -3 . Какое количество неспаренных электронов имеют указанные ионы?

50. Какую энергию называют энергией ионизации? Сродством к электрону? Электроотрицательностью?

51. Как изменяются радиусы атомов и ионов в группе и в периоде Периодической системе Д.И. Менделеева?

52. Как изменяются электроотрицательности атомов в группе и в периоде Периодической системе Д.И. Менделеева?

53. Как изменяются металлические свойства элементов и свойства их соединений в группе и в периоде Периодической системе Д.И. Менделеева?

54. Составьте формулы высших оксидов алюминия, фосфора, брома, марганца.

55. Как определяется количество протонов, нейтронов и электронов в атоме?

56. Сколько протонов, нейтронов и электронов содержится в атоме цинка?

57. Сколько электронов и протонов содержится в ионах Сr +3 , Са +2 , N -3 ?

58. Сформулируйте закон сохранения массы? Что остается постоянным при протекании любой химической реакции?

59. Какой параметр остается постоянным в изобарных химических реакциях?

60. Сформулируйте закон постоянства состава. Для веществ какой структуры он справедлив?

61. Сформулируйте закон Авогадро и следствия из него.

62. Если плотность газа по азоту составляет 0,8, то какова молярная масса газа?

63. В случае изменения каких внешних параметров изменяется молярный объем газа?

64. Сформулируйте объединенный газовый закон.

65. Для равных объемов разных газов при одних и тех же условиях массы газов будут равны?

66. Сформулируйте закон Дальтона. Если общее давление смеси азота и водорода составляет 6 атм., а объемное содержание водорода 20%, то каковы парциальные давления компонентов?

67. Запишите уравнение Менделеева-Клапейрона (состояния идеального газа).

68. Какую массу имеет смесь газов, состоящая из 11,2 л азота и 11,2 л фтора (н.у.)?

69. Что называют химическим эквивалентом? Молярной массой эквивалента?

70. Как определяют молярные массы эквивалентов простых и сложных веществ?

71. Определите молярные массы эквивалентов следующих веществ: О 2 , Н 2 О, СаСl 2 , Са(ОН) 2 , Н 2 S.

72. Определите эквивалент Bi(OH) 3 в реакции Bi(OH) 3 + HNO 3 = Bi(OH) 2 (NO 3) + H 2 O.

73. Сформулируйте закон эквивалентов.

74. Что называют молярным объемов эквивалента вещества? Как его определяют?

75. Сформулируйте закон объемных отношений.

76. Какой объем кислорода потребуется на окисление 8 м 3 водорода (н.у.) по реакции 2H 2 + O 2 ↔ 2H 2 O?

77. Какой объем хлороводорода образуется при взаимодействии 15 л хлора и 20 л водорода?

78. Что понимают под химической связью? Укажите характеристики химической связи.

79. Что является мерой прочности химической связи?

80. Что влияет на распределение электронной плотности?

81. Что определяет форму молекулы?

82. Что называют валентностью?

83. Определите валентности азота в следующих соединениях: N 2 , NH 3 , N 2 H 4 , NH 4 Cl, NaNO 3 .

84. Что называют степенью окисления?

85. Какую связь называют ковалентной?

86. Укажите свойства ковалентной связи.

87. Как изменяется полярность связи в ряду КI, КBr, КCl, КF?

88. Молекулы какого вещества неполярны: кислород, хлороводород, аммиак, уксусная кислота.

89. Что понимают под гибридизацией валентных орбиталей?

90. Определите типы гибридизации центральных атомов в следующих веществах: фторид бериллия, хлорид алюминия, метан.

91. Как влияет тип гибридизации на пространственное строение молекул?

92. Какую связь называют ионной? Под воздействием каких сил она возникает?

93. Какую связь называют металлической?

94. Какими свойствами обладают вещества с металлическим типом химической связи?

95. Чему равно максимальное число -связей, которое может образовываться между двумя атомами в молекуле?

96. Как определяется абсолютная электроотрицательность атома элемента?

97. Расположите элементы в порядке возрастания их электроотрицательности: Fe, C, Ag, H, Cl.

98. Что называют дипольным моментом связи? Как его рассчитывают?

99. Какими особенностями обладают вещества с атомной кристаллической решеткой? С молекулярной кристаллической решеткой?

100.Какую связь называют водородной? От чего зависит ее прочность? Между молекулами каких неорганических веществ она возникает?

Термодинамика и кинетика химических реакций

1. Что изучает термодинамика?

2. Что называют термодинамической системой? Какие виды систем существуют?

3. Что называют параметрами состояния? Какие параметры называют интенсивными, экстенсивными? Назовите основные параметры химической системы.

4. Что называют процессом? Самопроизвольным процессом? Циклом? Равновесным процессом? Неравновесным процессом? Обратимым процессом?

5. Что называют фазой? Гомогенной, гетерогенной системой?

6. Что называют функцией состояния?

7. Что характеризует внутренняя энергия U? От чего зависит внутренняя энергия?

8. Что называют теплотой Q? Какие реакции являются экзотермическими, эндотермическими? Как при их протекании изменяется теплота и энтальпия?

9. Что называют работой p∆V?

10. Сформулируйте первый закон термодинамики. Запишите его математически.

11. Сформулируйте первый закон термодинамики для изотермического, изохорного и изобарного процессов.

12. Что называют энтальпией?

13. Что называют тепловым эффектом реакции? От чего зависит тепловой эффект реакции?

14. Какое уравнение называют термодинамическим? Термохимическим?

15. Какие условия называют стандартными?

16. Что называют энтальпией реакции? Стандартной энтальпией реакции?

17. Что называют энтальпией образования вещества? Стандартной энтальпией образования вещества?

18. Какое состояние вещества является стандартным? Чему равна энтальпия образования простого вещества в стандартном состоянии?

19. Энтальпия образования H 2 SO 3 по величине равна тепловому эффекту реакции: H 2(г) + S (тв) + 1,5О 2(г) H 2 SO 3(ж) ; H 2(г) + SО 2(г) + 0,5О 2(г) H 2 SO 3(ж) ; H 2 О (г) + SО 2(г) H 2 SO 3(ж) ; 2H (г) + S (тв) + 3О (г) H 2 SO 3(ж) .

20. При взаимодействии 1 моля водорода и 1 моля брома выделилось 500 кДж тепла. Чему равна ∆Н обр, HBr ?

21. При образовании 5 молей вещества А х В у поглотилось 500 кДж тепла. Чему равна ∆Н обр этого вещества?

22. Что называют энтальпией сгорания? Стандартной энтальпией сгорания? Теплотворной способностью?

23. Сформулируйте закон Гесса, первое и второе следствия из него.

24. Какое выражение применимо для расчета ∆Н р реакции 2А + 3В 2С по следствию закона Гесса:

∆Н р = 2∆Н обр, С + 2∆Н обр, А + 3∆Н обр, В; ∆Н р = 2∆Н обр, С – (2∆Н обр, А + 3∆Н обр, В);

∆Н р = 2∆Н обр, А + 3∆Н обр, В –2∆Н обр, С; ∆Н р = – 2∆Н обр, С – (2∆Н обр, А + 3∆Н обр, В)?

25. Стандартная энтальпия сгорания (∆Н 0 сгор) метанола СН 4 О (ж) (М = 32 г/моль) равна -726,6 кДж/моль. Какое количество тепла выделится при сгорании 2,5 кг вещества?

26. В каком случае стандартная энтальпия сгорания одного вещества равна стандартной энтальпии образования другого вещества?

27. Для каких веществ стандартная энтальпия сгорания равна нулю: СО, СО 2 , Н 2 , О 2 ?

28. Для реакции 2Cl 2(г) + 2H 2 O (ж) 4HCl (г) + О 2(г) рассчитайте стандартную энтальпию (кДж), если известны стандартные энтальпии образования веществ:

29. ∆Н = -1410,97 кДж/моль; ∆Н = -2877,13 кДж/моль. Какое количество теплоты выделится при совместном сжигании 2 моль этилена и 4 моль бутана?

30. ∆Н = -1410,97 кДж/моль; ∆Н = -2877,13 кДж/моль. Какое количество теплоты выделится при сжигании 0,7 кг газовой смеси, состоящей из 20% этилена и 80% бутана?

31. Стандартная энтальпия реакции MgCO 3(тв) → MgO (тв) + СО 2(г) равна 101,6 кДж; стандартные энтальпии образования MgO (тв) и СО 2(г) : -601,0 и -393,5 кДж/моль соответственно. Чему равна стандартная энтальпия образования карбоната магния MgСO 3 ?

32. Что называют термодинамической вероятностью системы? Что называют энтропией? Как энтропия выражается через термодинамическую вероятность?

33. Сформулируйте второй закон термодинамики.

34. Что называют стандартной энтропией вещества?

35. Сформулируйте третье начало термодинамики (постулат Планка).

36. Что называют энтропией реакции? Стандартной энтропией реакции?

37. Какое выражение применимо для расчета ∆S р реакции CH 4 + CO 2 2CO + 2H 2:

∆S р = S + S + S + S ; ∆S р = S + S + 2S + 2S ;

∆S р = 2S + 2S – S + S ; ∆S р = 2S + 2S – S – S ?

38. Для реакции 2Cl 2(u) + 2H 2 O (ж) 4HCl (г) + О 2(г) рассчитайте стандартную энтропию (Дж/К), если известны стандартные энтропии образования веществ:

39. Что называют свободной энергией Гиббса? Какова ее связь с другими термодинамическими функциями?

40. Как по знаку энергии Гиббса реакции определяют направление реакции?

41. При каких температурах возможна реакция, если ∆H<0, ∆S>0; ∆H<0, ∆S<0; ∆H>0, ∆S>0; ∆H>0, ∆S<0.

42. Как определяют равновесную температуру процесса?

43. Что называют энергия Гиббса реакции ∆G р? Стандартной энергией Гиббса реакции?

44. Какое выражение применимо для расчета ∆G р реакции 4NH 3(г) + 5O 2(г) 4NO (г) + 6H 2 О (ж)

∆G р = ∆G 4 + ∆G 5 + ∆G 4 + ∆G 6 ; ∆G р = ∆G + ∆G + ∆G + ∆G ;

∆G р = 4∆G + 5∆G - 4∆G - 6∆G ; ∆G р = 4∆G + 6∆G - 4∆G - 5∆G ?

45. Для реакции HNO 3(ж) + HNO 2(ж) 2NO 2(г) + H 2 O (ж) рассчитайте стандартную энергию Гиббса (кДж), если известны стандартные энергии Гиббса образования веществ:

46. Для реакции Fe (тв) + Al 2 O 3(тв) → Al (тв) + Fe 2 O 3(тв) определите равновесную температуру и возможность протекания процесса при 125 0 С, если ∆Н = 853,8 кДж/моль; ∆S = 37,68 Дж/моль·K.

47. Что понимают под скоростью химической реакции?

48. Сформулируйте закон действующих масс.

49. За 40 с в результате двух реакций Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 (1) и Zn + 2HBr = ZnBr 2 + H 2 (2) образовалось по 8 г хлорида и бромида цинка. Сравните скорости реакций.

50. Если в реакции 3Fe(NO 3) 2(р-р) + 4HNO 3 = 3Fe(NO 3) 3(р-р) + NO (г) + 2H 2 O (ж) концентрацию Fe(NO 3) 2 увеличить в 7 раза, а концентрацию HNO 3 в 4 раза, то как изменится скорость реакции?

51. Составьте кинетическое уравнение реакции Sb 2 S 3(тв) + 3Н 2(г) 2Sb (тв) + 3H 2 S (г) .

52. Как определяется скорость многостадийной реакции?

53. Как изменится скорость прямой реакции СО (г) + 3Н 2(г) СН 4(г) + Н 2 О (г) при увеличении давления системы в 3 раза?

54. Что называют константой скорость? От чего она зависит?

55. Что называют энергией активации? От чего она зависит?

56. Константа скорости некоторой реакции при температуре 310 К равна 4,6∙10 -5 л·моль -1 ·с -1 , а при температуре 330 К 6,8∙10 -5 л·моль -1 ·с -1 . Чему равна энергия активации равна?

57. Энергия активации некоторой реакции равна 250 кДж/моль. Как изменится константа скорости при изменении температуры проведения реакции от 320 К до 340 К?

58. Запишите уравнение Аррениуса и правило Вант-Гоффа.

59. Энергия активации реакции (1) равна 150 кДж/моль, энергия активации реакции (2) равна 176 кДж/моль. Сравните константы скорости k 1 и k 2 .

60. Чем объяснить повышение скорости реакции с повышением температуры?

61. Что называют температурным коэффициентом реакции?

62. Чему равен температурный коэффициент реакции, если константа скорости некоторой реакции при 283 и 308 К составляет соответственно 1,77 и 7,56 л·моль -1 ·с -1 ?

63. При температуре 350 К реакция закончилась за 3 с, а при температуре 330 К – за 28 с. За какое время она закончится при температуре 310 К?

64. Как влияет энергия активации на температурный коэффициент реакции?

65. Что называют катализатором? Ингибитором? Промотором? Каталитическим ядом?

66. Что называют химическим равновесием? До каких пор в системе сохраняется равновесное состояние?

67. Как связаны скорости прямой и обратной реакций в момент равновесия?

68. Что называют константой равновесия? От чего она зависит?

69. Выразите константу равновесия реакций 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 ; Sb 2 S 3(тв) + 3Н 2 ↔ 2Sb (тв) + 3Н 2 S (г) .

70. При некоторой температуре константа равновесия реакции N 2 O 4 ↔ 2NO 2 равна 0,16. В исходном состоянии NO 2 не было, а равновесная концентрация NO 2 составила 0,08 моль/л. Чему будут равны равновесная и исходная концентрация N 2 O 4 ?

71. Сформулируйте принцип Ле Шателье. Как влияют на смешение равновесия изменение температуры, концентрации, общего давления?

72. Химическое динамическое равновесие в системе установилось при 1000 К и давлении 1 атм., когда в результате реакции Fe (тв) + СО 2(г) ↔ FeO (тв) + СО (г) парциальное давление углекислого газа стало равно 0,54 атм. Чему равна константа равновесия К р этой реакции?

73. Равновесные концентрации (моль/л) компонентов газофазной системы, в которой происходила реакция

3N 2 H 4 ↔ 4NH 3 + N 2 , равны: =0,2; =0,4; =0,25. Чему равна константа равновесия обратимой

74. Равновесные концентрации (моль/л) компонентов газофазной системы, в которой происходит реакция

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 , равны: =0,12; =0,14; =0,1. Определите исходные концентрации N 2 и H 2 .

75. Равновесные концентрации компонентов газовой фазы системы, в которой происходит реакция

С (тв) + СО 2 ↔ 2СО при 1000 К и Р общ = 1 атм., равны CО 2 - 17% об. и СО - 83% об. Чему равна константа

равновесия реакции?

76. Константа равновесия К с обратимой газофазной реакции СН 4 + Н 2 О ↔ СО + 3Н 2 при некоторой температуре равна 9,54 моль 2 ·л -2 . Равновесные концентрации метана и воды равны соответственно 0,2 моль/л и 0,4 моль/л. Определите равновесные концентрации СО и Н 2 .

77. Запишите взаимосвязь константы равновесия К р и энергии Гиббса ∆G обратимой реакции, протекающей в изотермических условиях.

78. Определите константа равновесия К р газофазной обратимой реакции COCl 2 ↔ CO + Cl 2 ; ∆H 0 = 109,78 кДж,

∆S 0 = 136,62 Дж/К при 900 К.

79. Константа равновесия К р газофазной реакции PCl 3 + Cl 2 ↔ PCl 5 ; ∆Н 0 = -87,87 кДж при 450 К равна 40,29 атм -1 . Определите энергия Гиббса этого процесса (Дж/К).

80. Запишите связь между К р и К с обратимой газофазной реакции 2СО + 2Н 2 ↔ СН 4 + СО 2 .

Похожая информация.

Разрыв химических связей сопровождается поглощением определенного количества энергии (эндотермическая реакция), а образование связи – выделением энергии (экзотермическая реакция). В зависимости от соотношения этих количеств в результате химической реакции энергия выделяется или поглощается. Оба типа реакций являются идут в соответствии со вторым началом термодинамики для открытых систем. Экзотермические реакции порождают хаос, допуская утечку энергии в окружающую среду, но при этом понижают энтропию внутри системы, создавая новую более сложную структуру. Эндотермические реакции понижают энтропию в окружающей среде и за счет энергии взятой извне увеличивают хаос внутри системы.

Основными направлениями современной химии являются кинетика и термодинамика химических реакций, которые позволяют теоретически объяснить эффективность и скорость протекания реакций. В соответствии с господствующей теорией «соударения», эффективность и скорость реакции зависят от концентрации реагирующих веществ и кинетической энергии хаотичного движения их молекул. Однако высокая эффективность и скорость многих реакций имеет место и при низких концентрациях и пониженной температуре. В этом случае эффективность обеспечивается наличием в реакционной смеси катализатора - вещества, ускоряющего химическую реакцию, но не входящее в состав ее конечных продуктов. Например. Механизм действия катализатора К в реакции А+В=АВ можно схематически показать так: 1) А+ К = А К ; 2) А К .+В=АВ+ К . При этом взаимодействие реагирующих веществ с катализаторами не обязательно имеет химическую природу. Эффективность реакций в живых клетках ограничена достаточно низкими температурами, связными с сохранением белковой структуры и низкими концентрациями реагирующих веществ, поэтому все клеточные реакции являются каталитическими . Роль катализаторов большинства реакций в живых клетках играют белки - ферменты. В основе механизма работы многих ферментов лежит соответствие его пространственной структуры и пространственных структур реагирующих веществ по принципу «ключа» - «замочной скважины». Как правило, ферменты являются высокоспецифичными и обеспечивают только одну или несколько однотипных реакций.

Все химические реакции делятся на два типа: обратимые и необратимые. Необратимые реакции протекают только в одном направлении – образование продуктов реакции и идут до полного

расходования хотя бы одного из реагирующих веществ.

В ходе обратимых реакций ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Обратимыми называют реакции, которые одновременно протекают в прямом и обратном направлении.

Состояние обратимой реакции, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называется химическим равновесием. В равновесном состоянии прямая и обратная реакции не прекращаются. Но так как их скорости при этом равны, то видимых изменений в системе не происходит: концентрации всех реагирующих веществ остаются постоянными. Изучение термодинамики обратимых и необратимых химических реакций показало, что динамическое равновесие обратимых реакций может быть смещено, и направление этого смещения определяется принципом французского ученого Ле-Шателье. Если на систему, находящуюся в состоянии динамического равновесия оказать внешнее воздействие (изменить концентрацию, температуру, давление), то равновесие смещается в сторону той реакции, которая противодействует этому воздействию. На этом принципе базируется саморегуляция равновесия не только химических реакций, но и любых других открытых систем.

Во многих химических реакциях сначала образуется небольшое вещество активных атомов или свободных радикалов, быстро реагирующих с молекулами исходных веществ, затем они снова образуются так, что их концентрация не меняется. Получается, что одна такая частица может вызвать цепь повторяющихся неразветвленных и разветвленных реакций (цепных реакций).

Кинетика и термодинамика различных типов химических реакций легли в основу таких направлений современной химии, как химическая эволюция и самоуправляемые сложные химические реакции. Создавая комплекс определенных физических условий, источников энергии и катализаторов, можно добиться того, что смесь определенных простых веществ путем последовательности неконтролируемых человеком химических реакций с образованием промежуточных соединений, придет к созданию нужного нам конечного продукта. Таким образом, в условиях ультрафиолетового облучения периодических электрических разрядов, из смеси водорода, аммиака, метана, окиси углерода, углекислого газа, сероводорода и минимальных количеств кислорода, удалось получить самопроизвольный синтез аминокислот, сахаров, азотистых оснований и более сложных органических соединений. Например - предшественники ферментов и хлорофилл растений. Все это в принципе доказывает возможность появления сложных органических соединений из неорганических простых веществ путем самопроизвольной химической эволюции.

Лекция 1 Химическая термодинамика. Химическая кинетика и катализ ПЛАН 1. Основные понятия термодинамики. 2. Термохимия. 3. Химическое равновесие. 4. Скорость химических реакций. 5. Влияние температуры на скорость реакций. 6. Явление катализа. Подготовили: к.х.н., доц. Іванець Л.М., ас. Козачок С.С. Лектор ассистент кафедры фармацевтической химии Козачок Соломея Степановна

Термодинамика – Термодинамика – это раздел физики, изучающей взаимные преобразования различных видов энергии, связанных с переходом энергии в форме теплоты и работы. Большое практическое значение термодинамики в том, что она позволяет рассчитать тепловые эффекты реакции, заранее указать возможность или невозможность осуществления реакции, а также условия ее прохождения.

Внутренная енергия Внутренная энергия - кинетическая энергия всех частиц системы (молекул, атомов, электронов) и потенциальная энергия их взаимодействий, кроме кинетической и потенциальной энергии системы в целом. Внутренная энергия является функцией состояния, т.е. ее изменение определяется заданным начальным и конечным состояниями системы и не зависит от пути процесса: U = U 2 – U 1

Первый закон термодинамики Энергия не исчезает бесследно и не возникает из ничего, а только переходит из одного вида в другой в эквивалентном количестве. Вечный двигатель первого рода, то есть периодически действующая машина, которая дает работу, не тратя при этом энергии, невозможен. Q = U + W В любой изолированной системе общий запас энергии сохраняется неизменным. Q = U + W

Тепловой эффект химической реакции при постоянном V или р не зависит от пути прохождения реакции, а определяется природой и состоянием исходных веществ и продуктов реакции Закон Гесса Н 1 Н 2 Н 3 Н 4 Исходние вещества продукты реакции Н 1 = Н 2 + Н 3 + Н 4 Н 1 = Н 2 + Н 3 + Н 4

Второй закон термодинамики, как и первый, является результатом многовекового человеческого опыта. Существуют различные формулировки второго закона, но все они определяют направление самопроизвольных процессов: 1. Теплота не может самопроизвольно переходить от холодного тела к горячему (постулат Клаузиуса). 2. Процесс, единственным результатом которого является превращение теплоты в работу, невозможен (постулат Томсона). 3. Нельзя построить машину периодического действия, которая только охлаждаюет тепловой резервуар и выполняет работу (первый постулат Планка). 4. Любая форма энергии может полностью превратиться в теплоту, но теплота преобразуется в другие виды энергии лишь частично (второй постулат Планка).

Энтропия – термодинамическая функция состояния, поэтому ее изменение не зависит от пути процесса, а определяется только начальным и конечным состояниями системы. тогда S 2 - S 1 = ΔS = S 2 - S 1 = ΔS = Физической смысл энтропии - это количество связанной энергии, которая отнесенная к одному градусу: в изолированных системах, направление течения самопроизвольных процессов определяется изменением энтропии.

Характеристические функции U – функция изохорно-изоэнтропийного процесса: dU = TdS – pdV. Для произволного процесса: U 0 Н – функция изобарно-изоэнтропийного процесса:dН = TdS + Vdp Для произволного процесса: Н 0 S – функция изолированой системы Для произволного процесса: S 0 Для произволного процесса: S 0 F – функция изохорно-изотермического процесса dF = dU – TdS. Для произволного процесса: F 0 G – функция изобарно-изотермического процесса: dG = dH- TdS Для произволного процесса: G 0

Классификация химических реакций по числу стадий Простые протекают в один элементарный химический актСложные протекают в несколько стадий Обратная реакция А В Обратная реакция: А В Паралельние: В А С Последовательные:АВС Сопряженные:А D Сопряженные: А D С В Е В Е

Влияние температуры на скорость реакций Влияние температуры на скорость ферментативных реакций t t

Сравнение Вант- Гоффа: Расчет срока годности лекарств по методу "ускоренного старения" Вант- Гоффа: при t 2 t 1 Температурной коэффициент скорости: