Сильные электролиты записывают в виде ионов, слабые электролиты или нерастворимые вещества – в молекулярной форме. Для уравнивания числа атомов водорода и кислорода используют молекулы Н₂О и ионы Н⁺ ( в кислой среде) или ОН^- (в щелочной среде).

В кислой среде: там где не хватает кислорода добавляем воду столько сколько не хватала кислорода и в противоположную сторону протоны водорода.

1 FеS₂ + 8Н₂О-15е = Fе³⁺ +2SО₄^2- + 16 Н⁺

5 NО₃^- + 4Н⁺ +3е = NО+ 2Н₂О
FеS₂ + 5 NО₃^- + 4Н⁺ = Fе³⁺ +2Н₂SО₄^2- + 5 NО+ 2Н₂О
FеS₂ +8 НNО_3(конц) = Fе(NО₃)₃ +2Н₂SО₄ +5 NО+2 Н₂О

В щелочной среде: там где не хватает кислорода добавляем группу ОН^- в два раза больше чем не хватало кислорода в противоположную сторону молекулы воды столько сколько не хватало кислорода.

SО₃^-2+2ОН^- -2е = SО₄^-2 + Н₂О 1

МnО₄^- +е =МnО₄^-2 2

SО₃^-2+2ОН^- +2МnО₄^- = SО₄^-2 + Н₂О +2МnО₄^-2

Nа₂ SО₃+2КМnО₄ +2NаОН = Nа₂SО₄ +К₂МnО₄ +Nа₂ МnО₄ +Н₂О

В нейтральной или слабощелочной среде:

SО₃^-2+Н₂О^- -2е = SО₄^-2 + 2Н⁺ 3

МnО₄^- +2Н₂О +3е =МnО₂ +4ОН^- 2

3SО₃^-2 +2МnО₄^- +Н₂О= 3SО₄^-2 +2МnО₄^-2 +2ОН^-

2Nа₂ SО₃+2КМnО₄ +Н₂О =2 Nа₂SО₄ +2МnО₂ +2КОН

Пероксид водорода в зависимости от среды восстанавливается согласно схеме:

В кислой среде Н₂О₂ +2Н⁺ +2е = 2 Н₂О

В нейтральной и щелочной среде:

Н₂О₂ + 2е = 2ОН^-

Достоинство метода полуреакций по сравнению с методом электронного баланса в том, что в нем применяются не гипотетические ионы, а реально существующие. В самом деле, в растворе нет ионов S⁺⁴, S⁺⁶, Мn⁺⁷ а есть ионы SО₃^-2,МnО₄^- , SО₄^-2 . При методе полуреакций не нужно знать степень окисления атомов. Написание отдельных ионных уравнений полуреакций необходимо для понимания химических процессов в гальваническом элементе и при электролизе. При этом методе видна роль среды как активного участника всего процесса. Наконец, при

---

использовании метода полуреакций не нужно знать все получающиеся вещества, они появляются в уравнении реакции при выводе его.

Метод полуреакций применим только к окислительно-восстановительным реакциям в растворах

Количественная характеристика окислительно-восстановительных реакций. Любую полуреакцию окисления и восстановления можно записать в стандартном виде: Ох + nе→R, где Ох –окисленная форма, R-восстановленная форма.

Каждая такая полуреакция характеризуется стандартным окислительно-восстановительным потенциалом Е⁰ (размерность вольт). Чем больше Е⁰, тем сильнее Ох как окислитель и тем слабее R как восстановитель, и наоборот. За точку отсчета потенциалов принята полуреакция

2Н⁺ +2е → Н₂

Для которой Е⁰ =0

Для полуреакций Меⁿ⁺ + nе→Ме⁰

Е⁰ называется стандартным электродным потенциалом. По величине этого потенциала металлы принято располагать в ряд стандартных электродных потенциалов (ряд напряжений металлов).
44.Термодинамика. Основные задачи химической термодинамики. Основы биоэнергетики. Система и ее окружение (открытая, закрытая и изолированная система).

45.Состояние системы. Параметры состояния, уравнения состояния. Термодинамические функции (функции состояния, функции процесса). Первое начало термодинамики..

Слово термодинамика происходит от греческих слов «термос» (теплота) и «динамос» (сила, движение) – она изучает различные формы энергии и их взаимные превращения, возможности превращения энергии в полную работу.

Основная задача термодинамики исследование энергии и работы в макроскопических системах. Это означает, что термодинамика рассматривает общие свойства системы в целом, например (р,V, t) и не интересуется поведением отдельных частиц (молекул, атомов, электронов), структурой вещества и механизмом различных превращений.

Применение различных законов термодинамики к химическим и физико-химическим процессам является предметом химической термодинамики.

Важное значение играет в термодинамике термодинамическая система. Под системой в термодинамическом смысле понимают – выделенную из внешней среды ( реальными или мнимыми границами) совокупность тел ( веществ). Которые могут обмениваться средой энергией и веществом. Объекты природы не входящие в систему называются средой.

---

По характеру обмена с окружающей средой различают три типа системы: изолированная, закрытая и открытая.

А) изолированными называются системы, которые не могут обмениваться с окружающей средой ни веществом, ни энергией; Δm=0 ΔU=0

Б) Закрытые системы Δm=0 ΔU/=0 могут обмениваться с внешней средой энергией ΔU/=0, но не веществом Δm=0

В) открытые системы обмениваются с внешней средой и веществом Δm/=0 и энергией ΔU/=0

Примером является живая клетка. Живой организм, жизнедеятельность которого поддерживается благодаря непрерывному обмену с окружающей средой, как веществом, так и энергией.

Состояние системы характеризуется набором ее свойств - параметрами состояния, к которым относятся: химический состав системы. Температура, объем, давление, масса.

Человеческий организм он та же система.

Аналогичные характеристики а именно: температура, артериальное давление, масса, состав биологических жидкостей ( биохимический анализ крови, мочи и т.д.) используется врачом для определения состояния больного. Совокупность всех физических и химических свойств системы характеризует ее состояние.

Величины, которые непосредственно характеризуют состояние системы и могут быть измерены называются термодинамическими параметрами состояния ( Р,V, Т, m).

Математическое уравнение, связывающее параметры состояния называется уравнением состояния Менделеева-Клайперона: РV=m/M RT для идеального газа р,V объем и давление газа при Т⁰

m- масса газа М- молярная масса R- 8,314 Дж/моль.К универсальная газовая постоянная.

Кроме параметров состояния каждая система в термодинамике характеризуется величинами, которые называются термодинамическими функциями. К ним относятся внутренняя энергия, теплота, механическая работа, энтальпия, энтропия, энергия Гиббса.

Термодинамические функции делятся на два вида: А) функции состояния Б) функции процесса

К функциям состояния –(U,S,H,G) относятся такие, изменения которых не зависят от пути и способа проведения процесса, а зависят только от начального и конечного состояния системы.

Функции процесса (А,Q) зависят от того, при каких условиях и каким путем протекал процесс. Подобно тому как длина дороги от Москвы до Ингушетии ехать через Смоленск или Ростов.

Внутренняя энергия системы складывается из энергии образующих ее составных частей (молекул, атомов, электронов, ядер, внутриядерных частиц и т.д.) Она представляет собой сумму кинетической энергии движения этих частиц и потенциальной энергии их взаимодействия между собой, а также собственную энергию, отвечающую массе покоя частиц. Е =mС

---

²

Работа процесса (А) - энергия, передаваемая одним телом другому при их взаимодействии и не зависящая от температуры этих тел. Существуют различные виды работы. Которые в химической термодинамике подразделяются на механическую. Когда система выполняет работу, направленную на преодоление сопротивления. Величина механической работы (А) равна произведению силы F на расстояние L на котором эта сила преодолевает сопротивление. А=FL

Или химическую А= nRT

А в случае расширения или сжатия газа, работа А= рΔV расширения газа. Р- внешнее давление ΔV- изменение объема.

Работа, выполняемая самой системой, в термодинамике считается положительной. Если перед работой стоит знак «минус» - это означает, что над системой выполняется работа.

«Полезная» работа – в химическом отношении такая работа при совершении, которой протекают химические реакции (например, электрический ток при электролизе).

Первое начало термодинамики.

Первое начало термодинамики является частью всеобщего закона сохранения энергии. В соответствии с законом сохранения энергии, энергия не возникает из ничего и не может превратиться в ничто. Если же в течение процесса исчезает энергия одного вида, то взамен появляется эквивалентное количество энергии другого вида. Формы обмена энергии с окружающей средой могут быть различными (тепловая, световая, энергетическая, механическая и др.). для упрощения все они разделены на две группы: Теплота Q –передача энергии путём беспорядочного, хаотичного движения частиц составляющих систему.

Работа А – передача энергии путём упорядоченного движения частиц . причём ни Q ни А не являются функциями состояния системы, а только способами передачи энергии, т.е. зависят от пути протекания процесса подобно длина дороги от Москвы до Ингушетии ехать через Смоленск или Ростов. Они эквивалентны друг к другу и связаны с внутренней энергией системы и первым законом термодинамики.

Энергия, сообщаемая любой термодинамической системе извне, расходуется на совершение работы над окружающей средой и изменение внутренней энергии самой системы: Q=ΔU+ А

Математическое выражение первого начала термодинамики показывает соотношение между расходом внутренней энергии, работой совершаемой самой системой (+А) и энергией Q, которая расходуется в виде теплоты Q. Q-А=ΔU

---

В случае изолированной системы ( ΔU=O Δm=O) согласно закону сохранения энергии ее внутренняя энергия определяется только ее параметрами состояния т.е. внутренняя энергия – есть функция состояния – это одна из формулировок первого закона термодинамики.

В случае закрытой системы ( ΔU/=O Δm=O) ΔU=Q-A на основании закона сохранения энергии, изменение внутренней энергии системы равно разности сообщаемой системе теплоты и совершаемой при этом работы. Это также формулировка первого закона термодинамики.

Если в процессе поглощения или выделения теплоты никакая работа не совершается т.е. А=О, а это возможно если объем системы не изменяется ΔV=O или V=соnst – изохорный процесс то вся теплота расходуется на изменение внутренней энергии Q_V=ΔU.

Внутренняя энергия возрастает в том случае, если система поглощает теплоту ΔU>0- эндотермический процесс. Внутренняя энергия убывает, если выделяется теплота во внешнюю среду ΔU<0 экзотермический процесс.
46.Термодинамические процессы: изохорный, изобарный (энтальпия), изотермический, адиабатный, термодинамические обратимые и необратимые процессы.

Всякое изменение состояния системы, связанное с изменением хотя бы одного термодинамического параметра. Называется термодинамическим процессом.

В зависимости от условий, при которых протекает процесс, он может быть: 1. Изохорным V=соnst Если в процессе поглощения или выделения теплоты никакая работа не совершается А=0. а это возможно, если объем системы не изменяется V=соnst , то вся теплота расходуется на изменение внутренней энергии. Q=ΔU+PΔV

ΔV=cost PΔV=O Следовательно Q_V=ΔU- изохорный процесс

ΔUO ΔH>O- эндотермический процесс

2. 
   изобарный (Р= соnst)
   

Системы в процессе обмена теплотой с внешней средой при постоянном давлении единственным видом работы оказывается работа расширения то

Q_P=ΔU+PΔV=U₂−U₁+P(V₂−V₁)=U₂−U₁+PV₂−PV₁ отсюда (U₂+PV₂)− (U₁+PV₁)

U+PV=H получаем Q_P=H₂− H₁ = ΔH т.к.Q_P=ΔU то ΔU=ΔH

Величина Н называется энтальпией ее изменением определяется тепловой эффект процесса при р= соnst изобарный.

Также как и в случае изменения внутренней энергии в эндотермическом процессе энтальпия возрастает, т.е. ΔH>O в экзотермическом процессе энтальпия убывает (ΔH
Как и внутренняя энергия , энтальпия является функцией состояния т.е. не зависит от пути, каким система пришла в данное состояние.

Данное равенство Q_P=ΔH справедливо и при сопоставлении через приращение энтальпии и первого закона термодинамики для изобарного процесса напишем соотношение, определяющее энтальпию:

Н=U+PV Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем.

Если каждый атом окислителя может принять иное количество электронов, чем отдает атом восстановителя, то необходимо так подобрать количество атомов того и другого реагента, чтобы количество отдаваемых и принимаемых электронов стало одинаковым. Это требование положено в основу метода электронного баланса, с помощью которого уравнивают уравнения окислительно-восстановительных реакций. Через приращение ΔH=ΔU+PΔV

Сравнивая его с уравнением первого начала термодинамики, через приращение ΔQ=ΔU+PΔV получаем ΔH=ΔQ

Q_P=ΔH – изобарный процесс, следовательно, в изобарном процессе количество теплоты измеряется изменением энтальпии т.о. энтальпия – это полная энергия системы в том числе, включая и энергию взаимодействия системы с окружающей средой.

3. Изотермический процесс Т=соnst. При Т=соnst, энергия системы; также величина постоянная ΔU=O, тогда уравнение первого начала термодинамики Q=ΔU+A имеет следующий вид Q=A или Q_T=PΔV

Следовательно, при изотермическом процессе поглощенная теплота (или энергии) расходуется только на совершаемую системой работу, т.е. вся энергия идет на совершение работы системой.

2. 
   Адиабатный процесс, когда Q=0 не расходуется никакой энергии, но процесс идет.
   

В этом случае уравнение первого начала термодинамики принимает вид: Q=ΔU+A если Q=0 то -ΔU=A это означает, что в адиабатном процессе работа может совершаться , только за счет убыли внутренней энергии системы ( т.е. когда система не отдает теплоту в окружающую среду и не получает ее из окружающей среды- адиабатный процесс)

В зависимости от энергетических потерь процессы могут быть термодинамически обратимыми или необратимыми.

Термодинамически обратимым называется процесс. После которого система и окружающая среда могут возвратиться в первоначальное состояние. В результате такого процесса в окружающей среде могут возвратиться в первоначальное состояние. В результате такого процесса в окружающей среде не происходят никакие изменения и поэтому, отсутствуют всякие энергетические потери и система совершает максимально возможную работу. Процесс же после проведения, которого система и окружающая среда не могут вернуться в первоначальное состояние т.к. его проведение сопряжено с энергетическими потерями, называется термодинамически необратимыми.

---

Смотрите также файлы

• 2Жргізуші Добрый день! Дорогие учителя и ученики! 1жргізуші Бгінгі бізді Роза Баланованы 100 жылдыына орай йымдастырылы отыран Отбасылы таланеттылар.docx

• Таырыбы "Табиат жне біз" Масаты.docx

• Урок 34 Раздел Искусство Кабдолдина А. Б.pptx

• Сценарий сказки Колобок.docx

• Экологические проблемы Дальнего Востока.docx