Сборник основных формул по химии для ВУЗов

Сорокина Е. В.

Ионная связь является ненаправленной ненасыщаемой связью. В кристалле NaCl ион Na⁺ притягивается всеми ионами Cl и отталкивается всеми другими ионами Na⁺, независимо от направления взаимодействия и числа ионов. Это предопределяет большую устойчивость ионных кристаллов по сравнению с ионными молекулами.

Водородная связь – связь между атомом водорода одной молекулы и электроотрицательным атомом (F, CI, N) другой молекулы.

Существование водородной связи объясняет аномальные свойства воды: температура кипения воды гораздо выше, чем у ее химических аналогов: t_кип(Н₂O) = 100 °С, а t_кип(H₂S) = -61°C.

Между молекулами H₂S водородные связи не образуются.

4. Закономерности протекания химических процессов

4.1. Термохимия

Энергия (Е) – способность производить работу. Механическая работа (А) совершается, например, газом при его расширении: А = р • V.

Реакции, которые идут с поглощением энергии, – эндотермические.

Реакции, которые идут с выделением энергии, – экзотермические.

Виды энергии: теплота, свет, электрическая, химическая, ядерная энергия и др.

Типы энергии: кинетическая и потенциальная.

Кинетическая энергия – энергия движущегося тела, это работа, которую может совершить тело до достижения им покоя.

Теплота (Q) – вид кинетической энергии – связана с движением атомов и молекул. При сообщении телу массой (m) и удельной теплоемкостью (с) теплоты Q его температура повышается на величину t: Q = m • с • t, откуда t = Q/(c • т).

Потенциальная энергия – энергия, приобретенная телом в результате изменения им или его составными частями положения в пространстве. Энергия химических связей – вид потенциальной энергии.

Первый закон термодинамики: энергия может переходить из одного вида в другой, но не может исчезать или возникать.

Внутренняя энергия (U) – сумма кинетической и потенциальной энергий частиц, составляющих тело. Поглощаемая в реакции теплота равна разности внутренней энергии продуктов реакции и реагентов (Q = U = U₂ – U₁), при условии, что система не совершила работы над окружающей средой. Если реакция идет при постоянном давлении, то выделяющиеся газы совершают работу против сил внешнего давления, и поглощаемая в ходе реакции теплота равна сумме изменений внутренней энергии U и работы А = р • V. Эту поглощаемую при постоянном давлении теплоту называют изменением энтальпии: Н = U + р • V, определяя энтальпию как Н = U + pV. Реакции жидких и твердых веществ протекают без существенного изменения объема (V = 0), так что для этих реакций Н близка к U (Н = U). Для реакций с изменением объема имеем Н > U, если идет расширение, и Н < U, если идет сжатие.

Изменение энтальпии обычно относят для стандартного состояния вещества: т. е. для чистого вещества в определенном (твердом, жидком или газообразном) состоянии, при давлении 1 атм = 101 325 Па, температуре 298 К и концентрации веществ 1 моль/л.

Стандартная энтальпия образования Н_обр – теплота, выделяемая или поглощаемая при образовании 1 моль вещества из простых веществ, его составляющих, при стандартных условиях. Так, например, Н_обр(NaCl) = -411 кДж/моль. Это означает, что в реакции Na(тв) + 1/2 Cl₂(г) = NaCl(тв) при образовании 1 моль NaCl выделяется 411 кДж энергии.

Стандартная энтальпия реакции Н – изменение энтальпии в ходе химической реакции, определяется по формуле: Н = Н_обр(продуктов) – Н_обр(реагентов).

Так для реакции NH₃(г) + HCl(г) = NH₄Cl(тв), зная H_o6p(NH₃)=-46 кДж/моль, H_o6p(HCl) = -92 кДж/моль и H_o6p(NH₄Cl) = -315 кДж/моль имеем:

H = H_o6p(NH₄Cl) – H_o6p(NH₃) – H_o6p(HCl) = -315 – (-46) – (-92) = -177 кДж.

Если Н < 0, то реакция экзотермическая. Если Н > 0, то реакция эндотермическая.

Закон Гесса: стандартная энтальпия реакции зависит от стандартных энтальпий реагентов и продуктов и не зависит от пути протекания реакции.

Самопроизвольно идущие процессы могут быть не только экзотермическими, т. е. процессами с уменьшением энергии (Н < 0), но могут быть и эндотермическими процессами, т. е. процессами с увеличением энергии (Н > 0). Во всех этих процессах «беспорядок» системы увеличивается.

Энтропия S – физическая величина, характеризующая степень беспорядка системы. S – стандартная энтропия, S – изменение стандартной энтропии. Если S > 0, беспорядок растет, если AS < 0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов в которых растет число частиц, S > 0. Для процессов, в которых число частиц уменьшается, S < 0. Например, энтропия меняется в ходе реакций:

СаО(тв) + Н₂O(ж) = Са(OH)₂(тв), S < 0;

CaCO₃(тв) = СаО(тв) + CO₂(г), S > 0.

Самопроизвольно идут процессы с выделением энергии, т. е. для которых Н < 0, и с увеличением энтропии, т. е. для которых S > 0. Учет обоих факторов приводит к выражению для энергии Гиббса: G = Н – TS или G = Н – Т • S. Реакции, в которых энергия Гиббса уменьшается, т. е. G < 0, могут идти самопроизвольно. Реакции, в ходе которых энергия Гиббса увеличивается, т. е. G > 0, самопроизвольно не идут. Условие G = 0 значит, что между продуктами и реагентами установилось равновесие.

При низкой температуре, когда величина Т близка к нулю, идут лишь экзотермические реакции, так как TS – мало и G = Н < 0. При высоких температурах значения TS велико, и, пренебрегая величиной Н, имеем G = – TS, т. е. самопроизвольно будут идти процессы с увеличением энтропии, для которых S > 0, a G < 0. При этом чем больше по абсолютной величине значение G, тем более полно проходит данный процесс.