2 Эквивалентная масса (молярная масса эквивалента вещества)

Эквивалентная масса (молярная масса эквивалента вещества) m_экв также является одной из важнейших характеристик вещества. По определению эквивалент вещества - это такое количество химического вещества, которая реагирует с 1 г водорода или вытесняет такое же количество водорода из его соединений. Величина m_экв определяется или экспериментально, или, чаще всего, исходя из химической формулы вещества и его принадлежности к тому или иному классу химических соединений (мы будем рассматривать только неорганические соединения)

m_экв(оксида) = М_оксида/(число атомов кислорода·2);

m_экв(основания) = М_{основания}/кислотность основания;

m_экв(кислоты) = М_{кислоты}/основность кислоты;

m_экв(соли) = М_соли/(число атомов металла·валентность металла).

Можно отметить, что в большинстве случаев кислотность основания равна числу гидроксильных групп в формуле основания, а основность кислоты равна числу атомов водорода в формуле кислоты.

Например: m_экв(Fe₂O₃) = М(Fe₂O₃)/(3·2) = 160/6 = 26,7 г/моль;

m_экв(H₂SO₄) = M(H₂SO₄)/2 = 98/2 = 49 г/моль;

m_экв(Ca(OH)₂) = M(Ca(OH)₂)/2 = 74/2 = 37 г/моль;

m_экв(Al₂(SO₄)₃) = M(Al₂(SO₄)₃) = 342/2 = 171 г/моль;

Эквивалентные массы веществ используют для количественных расчетов при химических взаимодействиях между веществами. Огромным преимуществом при этом является то, что для этого не нужно использовать уравнение химической реакции (которое во многих случаях написать затруднительно), нужно только знать, что данные химические вещества взаимодействуют между собой или вещество является продуктом химической реакции.

Для количественных расчетов используется закон эквивалентов: массы реагирующих и образующихся веществ относятся друг к другу, как их эквивалентные массы.

Математическое выражение закона эквивалентов имеет следующий вид:

m1/m2 = mэкв(1)/mэкв(2)

(1.2)

где: m ₁ и m ₂ - массы реагирующих или образующихся веществ,

m_экв(1) и m_экв(2) - эквивалентные массы этих веществ.

Пример: определить массу соды (карбоната натрия) Na₂CO₃, необходимую для полной нейтрализации 1,96 кг серной кислоты H₂SO₄.

Решение:

Воспользуемся законом эквивалентов

m(Na₂CO₃)/m(H₂SO₄) = m_экв(Na₂CO₃)/m_экв( H₂SO₄)

Определяем эквивалентные массы веществ, исходя из их химических формул:

m (Na₂CO₃) = 106 /(2·1) = 53 г/моль;

m_экв(H₂SO₄) = 98/2·1 = 49 г/моль.

Тогда:

Х / 1,96кг = 53 г/моль / 49 г/моль

Х = 2,12 кг.

3 Первый закон термодинамики

Внутренняя энергия может изменяться только под влиянием внешних воздействий, то есть в результате сообщения системе количества теплоты Q и совершения над ней работы (- А):

или (11)

Это выражение представляет собой закон сохранения энергии в применении к макроскопическим системам и является математической формулировкой I-го начала термодинамики:

количество тепла, сообщенное системе, идет на приращение внутренней энергии системы и на совершение системой работы над внешними телами.

Если в изолированной системе (Q = A = 0) не происходит никаких превращений энергии, кроме теплообмена между телами, входящими в эту систему, то количество теплоты, отданное охлаждающимися при этом телами, равно количеству теплоты, полученному телами, которые нагреваются. Суммарная внутренняя энергия системы при этом не меняется. (12)

Уравнение (12) называется уравнением теплового баланса.

Применим первое начало термодинамики для получения выражений для теплоемкости идеального газа.

Теплоемкость системы численно равна количеству теплоты, которое необходимо сообщить системе, чтобы ее температура увеличилась на 1 Кельвин.

Если система получила количество тепла DQ, и ее температура изменилась на DT, то теплоемкость этой системы будет равна: C = DQ/DT. (13)

Если под системой понимается 1 моль вещества, то теплоемкость называется молярной и обозначается С, если под системой понимается единица массы вещества, то теплоемкость называется удельной и обозначается cуд: cуд = C/M. (14)

Элементарное количество теплоты DQ, сообщаемое системе, представляющей собой молей идеального газа, для изменения ее температуры от Т до Т + DT, равно: (15)

Внутреннюю энергию можно изменить двумя способами: путем передачи теплоты и путем совершения работы. При теплопередаче молекулы более нагретого тела передают часть своей энергии хаотического движения молекулам более холодного тела. Переданное количество теплоты является мерой изменения внутренней энергии каждого из тел: DU = Q.

Принято считать, что Q > 0, если тело получает энергию, и Q < 0, если тело отдает свою энергию. При совершении механической работы должно происходить направленное перемещение тел под действием сил, например, перемещение поршня в цилиндре с газом. Если газ расширяется, то сила давления газа на поршень совершает положительную работу (A > 0) за счет внутренней энергии газа. Если внешние силы больше силы давления газа, то газ сжимается и работа газа будет отрицательной (A < 0), при этом внутренняя энергия увеличивается.

В обоих случаях будет справедливо уравнение DU = – A. Если система одновременно совершает работу и получает или отдает теплоту, то изменение ее внутренней энергии DU = Q – A.

Уравнение DU = Q – A называется первым законом термодинамики (или первым законом термодинамики).

Изменение внутренней энергии термодинамической системы DU равно разности полученного количества теплоты Q и работы A, совершенной системой.

Первый закон термодинамики является законом сохранения энергии для тепловых процессов. Согласно ему A = Q – DU. Этот закон говорит о том, что любая машина (любой двигатель) может совершать работу только за счет получения извне некоторого количества теплоты или уменьшения своей внутренней энергии. Многие изобретатели пытались построить машины, которые совершали бы работу, не тратя никакой энергии. Эти машины назывались вечными двигателями первого рода. Вечный двигатель первого рода не возможен – таков вывод из первого закона термодинамики.

Внутренняя энергия и энтальпия

Внутренней энергией U называется энергия системы, зависящая только от ее термодинамического состоянии. Для системы, нe подверженной действию внешних сил и находящейся в состоянии макроскопического покоя, внутренняя энергия представляет собой полную энергию системы. В некоторых простейших случаях внутренняя энергия равна разности между полной энергией W системы и суммой кинетической энергии WK ее макроскопического движения и потенциальной энергии Wп, обусловленной действием на систему внешних силовых полей: U = W - (Wk + Wп) Внутренняя энергия системы равна сумме: а) кинетической энергии хаотического движения микрочастиц системы (молекул, атомов, ионов, свободных электронов и др.), б) потенциальной энергии взаимодействия этих частиц, в) энергии взаимодействия атомов или ионов в молекулах, г) энергии электронных оболочек атомов и ионов, д) внутриядерной энергии, с) энергии электромагнитного излучения. 2. Внутренняя энергия является однозначной функцией состояния системы: ее изменение DU при переходе системы из состояния 1 в состояние 2 не зависит от вида процесса и равно DU = U2 - U1 3° Внутренняя энергия может быть определена только с точностью до постоянного слагаемого Я/0, которое не может быть найдено методами термодинамики. Однако это несущественно, так как при термодинамическом анализе системы приходится иметь дело не с абсолютными зна-чениями ее внутренней энергии, а с не зависящими от Ua изменениями этой энергии в различных процессах. По-этому часто полагают f/0 = 0, а под внутренней энергией системы понимают только тс ее составляющие, которые изменяются в рассматриваемых процессах. Например, при не слишком высоких температурах внутреннюю энер-гию идеального газа можно считать равной сумме кине-тических энергий хаотического движения его молекул. 4. Энтальпией H (теплосодержанием, тепловой функцией) называется функция состояния термодинамической системы, равная сумме ее внутренней энергии и произведения давления на объем системы, выраженного в тех же единицах: H = U + pV Энтальпия идеального газа зависит только от его абсолютной температуры и пропорциональна массе газа.

ЭКЗОТЕРМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ

(от экзо... и греч. therme — тепло), биохимические реакции, сопровождающиеся потерей энергии (например, диссимиляция углеводов при дыхании, гидролиз жиров). Ср. Эндотермические реакции.

Экологический энциклопедический словарь. — Кишинев: Главная редакция Молдавской советской энциклопедии. И.И. Дедю. 1989.

Экзотермические реакции

(от греч. ехо - вне и therme - тепло)- реакции, сопровождающиеся потерей энергии, напр, реакции гидролиза жиров (с участием фермента липазы), или диссимиляции углеводов при дыхании. Ср. эндотермические реакции.

ЭНДОТЕРМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ

(от эндо... и греч. therme — тепло, жар), биохимические реакции, сопровождающиеся поглощением тепла (например, фотосинтез, в результате которого образуются органические вещества, энергетический уровень которых значительно выше, чем у исходных веществ). Ср. Экзотермические реакции .

Экологический энциклопедический словарь. — Кишинев: Главная редакция Молдавской советской энциклопедии. И.И. Дедю. 1989.

Эндотермические реакции

(от греч. endon - внутри и therme - тепло) - реакции, сопровождающиеся поглощением тепла, напр, реакции фотосинтеза, в результате которых образуются органические вещества, чей энергетический уровень значительно выше, чем у исходных веществ. Ср. экзотермические реакции.

Термохимические уравнения

Термохимические уравнения включают в себя кроме химических формул тепловой эффект реакции. Числовое значение в уравнении реакции строго соответствует количествам веществ, участников реакции, т.е.  коэффициентам. Благодаря этому соответствию, можно установить пропорциональные отношения между количеством вещества или массой и количеством теплоты в этой реакции.   Например:  Термохимическое уравнение разложения малахита   (CuOH)2 CO3   =      2CuO + H 2 O  + CO 2 - 47 кДж   Мы видим, что на разложение 1 моля малахита необходимо израсходовать 47 кДж, при этом образуется 2 моля оксида меди, 1 моль воды и 1 моль углекислого газа. Если мы затратим энергии в 2 раза больше, мы сумеем разложить 2 моля малахита, при этом получим 4 моля оксида меди, 2 моля воды и 2 моля углекислого газа. Аналогично можно установить пропорциональные отношения,  используя коэффициенты и молярные массы участников реакции.  47 кДж энергии затратится на разложение 94 г малахита, при этом выделится 160 г оксида меди, 18 г воды и 44 г углекислого газа. Пропорция несложная, но,  используя массовые числа, учащиеся часто допускают расчетные ошибки, поэтому я рекомендую решать задачи с пропорциями через количество вещества.   Решим задачи:   Задача 1. Определите количество теплоты, которое выделится при образовании 120 г MgO  в результате реакции горения магния, с помощью термохимического уравнения.   2 Mq + O2   = 2MqO + 1204  кДж   Дано: m (Mg0) = 120г Найти: Q1 -? Решение: 1) Определяем количества оксида магния, используя формулу для нахождения количества вещества через массу.    n = m / M  n(MqO) = 120г/ 40 г/моль = 3 моль   2) Составляем пропорцию с учетом коэффициентов в уравнении реакции По уравнению   2 моля MqO -  1204 кДж По условию        3 моля MqO -  Q1   Отсюда     3 моль* 1204кДж   Q1 = ----------------------- = 1803 кДж     2моль     Ответ: При образовании 120г  оксида магния выделится 1803 кДж энергии.   4 ЗАКОН ГЕССА И ЕГО СЛЕДСТВИЯ

Закон Гесса — основной закон термохимии, который формулируется следующим образом:

• Тепловой эффект химической реакции, проводимой в изобарно-изотермических или изохорно-изотермических условиях, зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания.

Иными словами, количество теплоты, выделяющееся или поглощающееся при каком-либо процессе, всегда одно и то же, независимо от того, протекает ли данное химическое превращение в одну или в несколько стадий (при условии, что температура, давление и агрегатные состояния веществ одинаковы). Например, окисление глюкозы в организме осуществляется по очень сложному многостадийному механизму, однако суммарный тепловой эффект всех стадий данного процесса равен теплоте сгорания глюкозы.

На рисунке приведено схематическое изображение некоторого обобщенного химического процесса превращения исходных веществ А₁, А₂… в продукты реакции В₁, В₂…, который может быть осуществлен различными путями в одну, две или три стадии, каждая из которых сопровождается тепловым эффектом ΔH_i. Согласно закону Гесса, тепловые эффекты всех этих реакций связаны следующим соотношением:

Закон открыт русским химиком Г. И. Гессом в 1840 г.; он является частным случаем первого начала термодинамики применительно к химическим реакциям. Практическое значение закона Гесса состоит в том, что он позволяет рассчитывать тепловые эффекты самых разнообразных химических процессов; для этого обычно используют ряд следствий из него.

Следствия из закона Гесса[править | править исходный текст]

• Тепловой эффект прямой реакции равен по величине и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции (закон Лавуазье-Лапласа).

• Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот образования (ΔH_f) продуктов реакции и исходных веществ, умноженных на стехиометрические коэффициенты (ν):

• Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот сгорания (ΔH_c) исходных веществ и продуктов реакции, умноженных на стехиометрические коэффициенты (ν):

Таким образом, пользуясь табличными значениями теплот образования или сгорания веществ, можно рассчитать теплоту реакции, не прибегая к эксперименту. Табличные величины теплот образования и сгорания веществ обычно относятся к т. н. стандартным условиям. Для расчёта теплоты процесса, протекающего при иных условиях, необходимо использовать и другие законы термохимии, например, закон Кирхгофа, описывающий зависимость теплового эффекта реакции от температуры.

• Если начальное и конечное состояния химической реакции (реакций) совпадают, то её (их) тепловой эффект равен нулю.