Объяснение: Науку про взаємні перетворення різних видів енергії називають термодинамікою. Термодинаміка встановлює закони цих перетворень, а також напрямок самодовільного перебігу різних процесів у даних умовах.
Хімічна термодинаміка вивчає рівновагу хімічних реакцій, фазові переходи і фазовий стан, вивчає наскільки повно відбувається реакція, передбачає можливість здійснення тієї чи іншої реакції.
Розділ термодинаміки, який вивчає теплові ефекти хімічних реакцій, називають термохімією.
Стан системи визначається її термодинамічними параметрами або функціями. Основні термодинамічні функції:
U – внутрішня енергія (сукупність всіх видів енергій частинок в системі, це є частина її повної енергії);
Н – теплоємність (ентальпія), Н = U + PV;
S – ентропія: ΔS = QT/T = ΔH/T;
G – ізобарно-ізотермічний потенціал або енергія Гіббса (вільна енергія): G = H – TS;
А – енергія Гемгольца: А = U – TS.
За будь-якого процесу гається закон збереження енергії. Теплота Q, яка поглинається системою, витрачається на зміну її внутрішньої енергії ΔU і на виконання роботи А:
Q = ΔU + A.
За хімічних реакцій А – це робота проти зовнішнього тиску, тобто у першому наближенні А = рΔV, де ΔV – зміна об’єму системи (V2 – V1). Оскільки більшість хімічних реакцій відбувається за постійного тиску, то для ізобарно-ізотермічного процесу (р = const; T = const) теплота Qp=ΔU+pΔV звідки Qp = (U2 – U1) + p(V2 – V1) або Qp=(U2+pV2)–(U1+pV1). Суму (U + pV) позначаємо через Н, тоді Qp = H2 – H1 = ΔH. Величину Н називають ентальпією. Ентальпія, як і внутрішня енергія, є функцією стану. Теплота реакції в ізохорно-ізотермічному процесі (V = const; T = const), за якого ΔV = 0, дорівнює зміні внутрішньої енергії системи QV = ΔU.
Теплоти хімічних процесів, які протікають за p, V = const і V, T = const, називають тепловими ефектами.
Хімічні реакції, в яких ентальпія системи зменшується (ΔН < 0) або збільшується (ΔН > 0), називаються екзо- і ендотермічними відповідно. Величину теплового ефекту реакції вказують у вигляді зміни ентальпії ΔН (для екзотермічних реакцій -ΔН, для ендотермічних +ΔН), наприклад:
1) 4Al +3O2=2Al2O3 2Ca +O2=2CaO 2H2 + O2=2H2O 2) FeO, CO2,N2O5,Cu2O,SO3,Cl2O7 3) Составим уравнение реакции : 4Al +3O2=2Al2O3 . По коэффициентам видно, что алюминия надо в 2 раза больше, чем образовалось оксида алюминия, т.е. 0, 8моль*2=1,6 моль. Теперь найдём массу алюминия, для этого умножим его количество на молярную массу, 1,6 моль*27г/моль=43,2 грамма алюминия. Кислорода надо в 1,5 раза больше, чем образовалось оксида алюминия, т.е 0,8 моль*1,5=1,2 моль. Чтобы найти объём кислорода, надо его количество умножить на молярный объём, т.е. 1,2 * 22,4=26,88 дм3
1. ( ) Металлические свойства в ряду Na – Mg - Al б) ослабевают, т.к. в периодах он слева направо ослабевают 2. ( ) При комнатной температуре с кислородом активнее всего реагирует: в) Na, т.к. натрий активный металл среди данных примеров 3. ( ) Металл медь реагирует с: в) кислородом 4. ( ) В каком случае реакция не пойдёт: г) Cu + Pb(NO3)2. т.к. свинец более активный чем медь и медь не сможет его вытеснить 5. ( ) Растворимость гидроксидов ряду Al(OH)3 – Mg(OH)2 – NaOH а) увеличивается 6. ( ) Формула высшего оксида элемента, имеющего электронное строение 2е,8е,2е: общее число электронов = 12, число е = порядковому №. это магний. он находится в II группе, общая формула RO а) RO, 7. ( ) Гидроксид натрия и водород образуются при взаимодействии веществ: г) Na и H2O а) Ba(OH)2 + Na2SO4 =BaSO4 + 2NaOH б) Na2O + H2O = 2NaOH в) NaOH + HCl =NaCl + H2O г) 2Na + 2H2O =2NaOH + H2
8. ( ) Молекулярному уравнению реакции взаимодействия карбоната кальция с соляной кислотой соответствует сокращённое ионное уравнение: б) CaCO3 + 2H+= Ca2+ +CO2 +H2O,
9. ( ) Какую пару веществ можно взять для получения г г) хлорид алюминия и гидроксид натрия. AlCl3 + 3NaOH = 3NaCl + Al(OH)3 10. ( ) Характер гидроксида алюминия: б) амфотерный, Al - амфотерный эл-т
Объяснение: Науку про взаємні перетворення різних видів енергії називають термодинамікою. Термодинаміка встановлює закони цих перетворень, а також напрямок самодовільного перебігу різних процесів у даних умовах.
Хімічна термодинаміка вивчає рівновагу хімічних реакцій, фазові переходи і фазовий стан, вивчає наскільки повно відбувається реакція, передбачає можливість здійснення тієї чи іншої реакції.
Розділ термодинаміки, який вивчає теплові ефекти хімічних реакцій, називають термохімією.
Стан системи визначається її термодинамічними параметрами або функціями. Основні термодинамічні функції:
U – внутрішня енергія (сукупність всіх видів енергій частинок в системі, це є частина її повної енергії);
Н – теплоємність (ентальпія), Н = U + PV;
S – ентропія: ΔS = QT/T = ΔH/T;
G – ізобарно-ізотермічний потенціал або енергія Гіббса (вільна енергія): G = H – TS;
А – енергія Гемгольца: А = U – TS.
За будь-якого процесу гається закон збереження енергії. Теплота Q, яка поглинається системою, витрачається на зміну її внутрішньої енергії ΔU і на виконання роботи А:
Q = ΔU + A.
За хімічних реакцій А – це робота проти зовнішнього тиску, тобто у першому наближенні А = рΔV, де ΔV – зміна об’єму системи (V2 – V1). Оскільки більшість хімічних реакцій відбувається за постійного тиску, то для ізобарно-ізотермічного процесу (р = const; T = const) теплота Qp=ΔU+pΔV звідки Qp = (U2 – U1) + p(V2 – V1) або Qp=(U2+pV2)–(U1+pV1). Суму (U + pV) позначаємо через Н, тоді Qp = H2 – H1 = ΔH. Величину Н називають ентальпією. Ентальпія, як і внутрішня енергія, є функцією стану. Теплота реакції в ізохорно-ізотермічному процесі (V = const; T = const), за якого ΔV = 0, дорівнює зміні внутрішньої енергії системи QV = ΔU.
Теплоти хімічних процесів, які протікають за p, V = const і V, T = const, називають тепловими ефектами.
Хімічні реакції, в яких ентальпія системи зменшується (ΔН < 0) або збільшується (ΔН > 0), називаються екзо- і ендотермічними відповідно. Величину теплового ефекту реакції вказують у вигляді зміни ентальпії ΔН (для екзотермічних реакцій -ΔН, для ендотермічних +ΔН), наприклад:
С6Н6 (р) + 7,5О2 (г) = 6СО2 (г) + 3Н2О (р);
2С (графіт) + Н2 = С2Н2;