Rebus dla I roku GiG 2009/20010

1. Proces nieodwracalny jest to proces termodynamiczny, którego kierunku nie można odwrócić przez prostą zmianę jednego lub więcej zmiennych stanu termodynamicznego (temperatura, ciśnienie, objętość). Wszystkie procesy nieodwracalne związane są ze zmianą entropii układu (stopnia uporządkowania). Przykładem takiego procesu jest np. swobodne rozpręża-nie gazu lub zmieszanie dwóch cieczy.

2. Proces samorzutny w termodynamice nazywany też czasem naturalnym to proces, który można zrealizować bez konieczności wykonywania pracy nad układem. Procesom samorzutnym towarzyszy zawsze zwiększenie entropii. Procesy w których entropia się zmniejsza nigdy nie są samorzutne. Wynikiem procesu samorzutnego jest zawsze wykonanie przez układ pewnej pracy.

3. Procesy niesamorzutne nie mogą wykonać pracy - wręcz przeciwnie do ich zajścia potrzebne jest wykonanie na nich pewnej pracy. Stan termodynamiczny to wartość wszystkich zmiennych makroskopowych (np. ciśnienie, objętość, temperatura) dla danego układu termodynamicznego. Pojęcie stanu termodynamicznego odnosi się z reguły do stanu równowagi. Wartości zmiennych makroskopowych są ze sobą związane za pomocą równania stanu, które jest prawdziwe tylko w równowadze.

4. Układy termodynamiczne dzieli się na zamknięte, otwarte i izolowane. Układ termodynamicznie zamknięty to taki układ, który nie wymienia energii z otoczeniem, może natomiast wymieniać masę. Układ termodynamicznie otwarty to taki układ, który może wymieniać masę i energię z otoczeniem. Układ termodynamicznie izolowany to taki układ, który nie może wymieniać masy i energii z otoczeniem.

5. Jego poszczególne elementy mogą wymieniać między sobą energię i masę, ale suma energii wszystkich przemian w układzie zamkniętym musi być równa 0.

6. Definicje:

7. Proces - w znaczeniu termodynamicznym polega na zmianie stanu termodynamicznego układu.

8. Droga procesu - określona jest przez rodzaj i kolejność stanów termodynamicznych układu przy przejściu od stanu początkowego do stanu końcowego.

9. Przez drogę procesu rozumiemy stany termodynamiczne o parametrach np. p1, v1 - stan początkowy, a stan końcowy o parametrach p2, v2. To przejście może odbywać się po nieskończenie wielu drogach, poprze tzw. stany pośrednie. Jeżeli układ po skończeniu procesu powróci do stanu początkowego to proces nosi nazwę procesu kołowego.

10. Funkcja stanu jest to wielkość fizyczna zależna od parametrów stanu, której wartość nie zależy od drogi przemiany, ale jedynie od stanu początkowego i końcowego układu, czyli od aktualnych wartości jego parametrów, takich jak masa, liczność materii, temperatura, ciśnienie, objętość i inne.

11. Wielkości, które określają termodynamiczny stan równowagi, nazywamy parametrami stanu.

12. Parametry stanu dzielimy na parametry ekstensywne i parametry intensywne. Parametry stanu - wielkości fizyczne opisujące stan układu termo-dynamicznego, takie jak temperatura, ciśnienie, objętość, ilości (np. stężenia) poszczególnych substancji. Parametry ekstensywne - proporcjonalne (zależne) do ilości materii w układzie: •masa, •objętość,• Parametry intensywne - niezależne od ilości materii w układzie: •temperatura, •ciśnienie, •ułamek molowy. Wielkościami termodynamicznymi służącymi do opisywania pod względem energetycznym stanu układu są to następujące funkcje stanu: •energia wewnętrzna - U, •entalpia - H, •entropia - S,•entalpia swobodna - G

13. Energia wewnętrzna układu U jest ekstensywną funkcją stanu. Jeżeli na układ nie działają żadne siły zachowawcze, to energia wewnętrzna układu jest całkowitą energią układu. Energia wewnętrzna jest to jakby suma energii ciała oddana do dyspozycji zjawisk cieplnych. Składa się ona więc przede wszystkim z energii kinetycznej ruchu cząsteczek (czyli od temperatury) oraz energii wiązań międzycząsteczkowych.

14. Pierwsza zasada termodynamiki wyraża się następującym wzorem:

∆U = Q + W

∆U - zmiana energii wewnętrznej ciała/układu - jednostka w układzie SI: dżul J
Q - ciepło dostarczone do ciała/układu - jednostka w układzie SI: dżul J
W - praca wykonana nad ciałem/układem - jednostka w układzie SI: dżul J

15. Zmiana energii wewnętrznej ciała, lub układu ciał jest równa sumie dostarczonego ciepła i pracy wykonanej nad ciałem S/układem ciał.

Aby prawidłowo obliczać zmianę energii wewnętrznej należy trzymać się następującej konwencji dotyczącej znaku pracy, lub ciepła:

16. Jeśli praca lub ciepło są dostarczane do ciała (układu ciał), to są one liczone ze znakiem plus - są dodatnie.

17. Jeżeli są odbierane od ciała (układu ciał) , czyli jeśli to ciało/układ wykonuje jakąś pracę, to odpowiednie wartości będą ujemne.

18. Ciepło wydzielone przez układ np. w reakcji egzotermicznej oznaczamy znakiem (-), a ciepło pochłonięte przez układ w reakcji endotermicznej oznaczamy (+).

Entalpia Δ H df

Jest to energia wymieniana na sposób ciepła w warunkach izobarycznych.

ΔH =ΔU + pV J

Zmiana entalpii ΔH odpowiada ciepłu reakcji chemicznej.

• Przyjęto umownie, że entalpia wszystkich pierwiastków w warunkach standardowych jest równa zeru. Entalpia tworzenia ΔH 0298 jest to entalpia reakcji syntezy 1 mola substancji danego związku z pierwiastków w warunkach standardowych (101325 Pa).

• Entalpia spalania ΔH 0s jest to entalpia spalania 1 mola substancji w tlenie, prowadząca do powstania najtrwalszych produktów spalania.

19. Wartości efektów cieplnych podawane są ze znakiem (-) dla reakcji egzotermicznych ΔH * 0 i ze znakiem (+) dla reakcji endotermicznych ΔH * 0 . Prawo Hessa
    jedno z zastosowań I zasady termodynamiki

20. Ilość ciepła wydzielonego lub pochłoniętego przez układ reagujący zależy jedynie od stanu początkowego i końcowego układu tj. od substratów i produktów reakcji nie zaś od sposobu prowadzenia procesu.

21. Zgodnie z prawem Hessa standardowa entalpia reakcji chemicznych równa jest sumie iloczynów standardowych entalpii tworzenia produktów i liczb ich moli pomniejszona o sumę takich samych iloczynów dla substratów reakcji

ΔH0 reakcji = * n produktów ΔH0 produktów (minus) - * n substratów ΔH0 substratów

22. CIEPŁO PRZEMIAN CHEMICZNYCH

Ciepło właściwe Cw danej substancji jest to ilość ciepła potrzebna do ogrzania 1 grama substancji o 1 K

Ciepłem molowym Cp nazywa się ilość energii wymienionej na sposób ciepła potrzebną do ogrzania danej substancji o 1 K w warunkach stałego ciśnienia, natomiast

Cv - w warunkach stałej objętości

Ciepło spalania jest to efekt cieplny towarzyszący spalaniu 1 mola substancji w tlenie

23. .W przypadku ogrzewania lub oziębiania 1 mola danej substancji w warunkach stałej objętości Cv = (ΔU/ ΔT )v •Jeżeli ogrzewanie lub oziębianie następuje pod stałym ciśnieniem to Cp = (ΔH/ ΔT )p

Jak stwierdzono doświadczalnie Cp * Cv przyczyna tkwi w tym, że wymieniona w procesie izobarycznym energia jest zużywana nie tylko na podniesienie temperatury danego układu ale i na wykonanie pewnej pracy objętościowej

Cp - Cv = R = 8,31 J/mol K dla gazów doskonałych

Zależność Cp od temperatury dla gazów

Cp = a + bT + cT2

Dla cieczy i ciał stałych Cv = Cp , a ich wartość zależy od temperatury.

26. •Dla układów nie izolowanych w procesach izotermicznych znacznie dogodniejsze od entropii jest kryterium procesów samorzutnych i stanów równowagi są energia swobodna F i G entalpia swobodna.

Dla procesów izotermiczno-izochorycznych F -eng. swobodną, eng. Helmholtza lub funkcją Helmholtza.

•F = U -TS J

•Dla procesów izotermiczno-izobarycznych G - energia swobodna Gibbsa, fubkcja Gibbsa, potencjał termodynamiczny, potencjał chemiczny *

•G = H -TS J

27. Wzajemne związki pomiędzy funkcjami termodynamicznymi są następujące:

U + pV → H

↓-TS * ↓ - TS

F + pV → G

Chemia analityczna

Reakcje charakterystyczne dla kationów I grupy analitycznej Ag+, Hg22+, Pb2+Ag+
AgNO3 + HCl = ↓ AgCl + HNO3

biały serowaty osad rozpuszczalny w amoniaku

AgCl +NH3 = [Ag(NH3)2]Cl

AgNO3 +K 2Cr2O7 = ↓ Ag 2Cr2O7 żółty osad

Hg22+ + 2HCl = ↓ H 2Cl2 biały jedwabisty osad, kalomel+ 2H+

Hg2 (NO3)2 + 2NH3 = ↓Hg czarny [Hg(NH2)]Cl chlorek amido rtęciowyII biały osad + NH4Cl

AgNO3 +K 2Cr2O7 = ↓ Ag 2Cr2O7 żółty osad

Hg22+ + 2HCl = ↓ H 2Cl2 biały jedwabisty osad, kalomel+ 2H+

Hg2 (NO3)2 + 2NH3 = ↓Hg czarny [Hg(NH2)]Clchlorek amido rtęciowyII biały osad + NH4Cl

Hg2 (NO3)2 + 2 NaOH = ↓ Hg2Oczarny + H2O + 2NaNO3

Hg2 (NO3)2 + K2CrO4 = ↓ Hg2CrO4 ceglastoczerwony + 2KNO3

Pb (NO3)2 + 2HCl = ↓PbCl2biały rozp. T osad + 2 HNO3

Pb2+ + K2CrO4 = ↓ PbCrO4 żółty + 2K+

Reakcje charakterystyczne dla kationów II grupy analitycznej Hg2+, Bi3+, Cu2+, Cd2+

W roztworach wodnych np. jony miedziowe mają zabarwienie niebieskie a pozostałe są bezbarwne.

W stosunku do H2S

* się kolorowe osady HgS-czarny, Bi2S3-brunatny, CuS czarny, CdS -żółty

Hg(NO3)2 + H2S =  HgSczarny + 2HNO3

Hg(NO3)2 + 2NaOH =  HgOżółty+ H2O + 2NaNO3

2HgCl2 + SnCl2 =  2Hgczarny + SnCl4

Bi(NO3)2 +3H2S = Bi2S3 + 6HNO3

2HgCl2 + SnCl2 =  2Hgczarny + SnCl4

Bi(NO3)2 +3H2S =  Bi2S3brunatny + 6HNO3

Bi3+ + OH- =  Bi(OH)3biały

Bi(OH)3 biały + 3Na2SnO2 =  Biczarny + 3Na2SnO3 +3H2O

CuSO4 + H2S =  CuSczarny + H2SO4

CuSO4 + 2NaOH =  Cu(OH)2 niebieski +Na2SO4

CdCl2 + H2S = ↓CdSżółty + 2HCl

Reakcje charakterystyczne dla kationów III grupy analitycznej Ni2+, Fe3+, Co2+, Mn2+, Cr3+, Al3+, Zn2+ , (NH4)2 S

CoCl2+ (NH4)2 S =  CoS +2NH4Cl

CoCl2 + NaOH = ↓Co(OH)Cl niebieski +NaCl

2NiSO4+ 2NH4OH =  (NiOH)2SO4 + (NH4)2 SO4

zielony osad który rozpuszcza się w nadmiarze NH4OH z wytworzeniem niebiesko fioletowego jonu heksaamina-niklu(II) [Ni(NH3)6]2+

Cr2(SO4)3 + 3(NH4)2S +6H2O = ↓ 2Cr(OH)2 zielonkawy +3(NH4)2 SO4 + H2S

Al3+ + 3(NH4)2S + 3H2O = ↓Al(OH)3+ 6NH4+ +3H2S

ZnCl2 + (NH4)2S = ↓ ZnS biały osad + NH4Cl

Reakcje charakterystyczne dla kationów IV

grupy analitycznej Ca2+, Sr2+, Ba2+

Zabarwienie płomienia

Ca2+ - ceglastoczerwone

Sr2+- karminowe

Ba2+ - zielone

Identyfikacja jonów Ba2+

BaCl2 + K2Cr2O7 + H2O = ↓ BaCrO4 + 2HCl + 2KCl

Reakcje charakterystyczne dla kationów V

grupy analitycznej Mg2+, NH4+, Na+, K+

MgCl2 + Na2HPO4 + NH4OH = ↓ MgNH4PO4 + 2 NaCl+ H2O biały krystaliczny osad

Jon NH4+ wykrywa się dodając do próbki stężony NaOH i ogrzewa się, w przypadku obecności wydziela się NH3

Na+ - barwi płomień na żółto przez długi czas

K+ - barwi płomień na fioletowo

Kinetyka

1. Szybkość reakcji chemicznej określa się zmianą stężenia reagujących substancji w jednostce czasu.

2. Szybkość reakcji jest proporcjonalna do iloczynu stężeń substratów.

3. Wykładniki potęgowe, oznaczone symbolami n i m noszą nazwę rzędów reakcji względem składnika A lub B a ich suma nazywana jest ogólnym rzędem danej reakcji

4. Rzędowość reakcji chemicznych reakcje I i II rzędu

5. Cząsteczkowość reakcji jest to liczba cząsteczek, które muszą się spotkać, aby zaszła reakcja.

6. Cząsteczkowość reakcji jest niezależna od rzędu reakcji.

7. W reakcji jednocząsteczkowej pojedyncza cząsteczka ulega rozpadowi lub przegrupowaniu atomów składowych.

8. W reakcji dwucząsteczkowej spotykają się dwie cząsteczki lub dwa atomy.

9. Reakcje chemiczne nie przebiegają od razu lecz biegną etapami poprzez różne stany pośrednie. A → B →C →D →E →F → G

10. Reakcje szeregowe (następcze) są bardzo rozpowszechnione. Hydroliza estrów dwukarboksylowych, dwuestrów glikoli, niektóre procesy rozpadu promieniotwórczego.

11. •Typowym przykładem jest

12. Reakcje równoległe: reakcja dysproporcjonowania 4 KClO3 = 3 KClO4 + KCl reakcja rozpadu soli 4 KClO3 = 4 KCl + 6 O2

13. Reakcje łańcuchowe

14. Teoria zderzeń (zderzenia efektywne i nieefektywne),

15. Kompleks aktywny

16. Katalizatory i reakcje katalityczne

TERMODYNAMIKA Hess

1. Podczas spalania 1.6 g siartki S w tlenie powstało 14.8 kJ ciepła. Obliczyć standardową entalpię tworzenia SO₂. odpowiedź = -296kJ/mol

2. Podczas spalania 1.5 g siartki S w tlenie powstało 13.8 kJ ciepła. Obliczyć standardową entalpię tworzenia SO₂. odpowiedź = -296kJ/mol

3. Podczas spalania 1.2 g siartki S w tlenie powstało 11.1 kJ ciepła. Obliczyć standardową entalpię tworzenia SO₂. odpowiedź = -296kJ/mol

4. Podczas spalania 2 g siartki S w tlenie powstało 18.5 kJ ciepła. Obliczyć standardową entalpię tworzenia SO₂ odpowiedź = -296kJ/mol

5. Jaki będzie efekt cieplny spalania 1 dm³ wodoru w warunkach normalnych jeżeli produktem będzie para wodna Δ H⁰ (H₂O)_g = -241 kJ/mol odpowiedź-10,8kJ

6. Jaki będzie efekt cieplny spalania 1 dm³ CO w warunkach normalnych jeżeli produktem będzie CO₂ Δ H⁰ (CO₂)_g = - 393kJ/mol odpowiedź = 17,5 kJ

7. Jaki będzie efekt cieplny przy spalaniu 100kg węgla odpowiedź =-3270MJ

8. Obliczyć efekt cieplny reakcji redukcji 3 kg Fe₂O₃ tlenkiem węgla CO, zgodnie z reakcją

Fe₂O_3(s) + CO_(g) = Fe_(s) + CO_2(g) którą trzeba najpierw uzgodnić Δ H⁰ _Fe2O3 = -821 kJ/mol,

Δ H⁰ _CO(g) = -110kJ/mol, Δ H⁰ _CO2(g) = -393kJ/mol odpowiedź =-525 kJ

9. Obliczyć efekt cieplny spalania 200g siarki zgodnie z równaniem

S_(s) + N₂O _(g) = SO_2(g) + N_2(g) , które to równanie trzeba uzgodnić Δ H⁰ N₂O _(g) = +81kJ/mol

Δ H⁰ SO₂ = -293kJ/mol odpowiedź =-2862,5kJ

10. Obliczyć efekt cieplny rozkładu 2kg CaCO₃ znając Δ H⁰ _CaCO3 =-1206kJ/mol,

Δ H⁰ _CaO = -635kJ/mol, Δ H⁰ _CO2 =-393kJ/mol odpowiedź = +3560kJ

11. Oblicz ile energii na sposób ciepła wydzieli się podczas spalania 6,5 g cynku zgodnie z reakcją: Zn_(s) + 1/2O_2(g) = ZnO_(s) Δ H⁰ ZnO_(s) = -485 kJ/mol odpowiedź = wydzieli się 48,5kJ energii

12. Ile energii wydzieli się na sposób ciepła podczas syntezy z pierwiastków 20 g CH₄wiedząc, że entalpia tworzenia gazowego metanu wynosi -76kJ/mol odpowiedź = wydzieli się 95kJ energii

13. Ile energii wydzieli się na sposób ciepła podczas syntezy z pierwiastków 40 g CH₄wiedząc, że entalpia tworzenia gazowego metanu wynosi -76kJ/mol odpowiedź = wydzieli się 190kJ energii

14. Oblicz ile energii na sposób ciepła wydzieli się podczas spalania 13g cynku zgodnie z reakcją: Zn_(s) + 1/2O_2(g) = ZnO_(s) Δ H⁰ ZnO_(s) = -485 kJ/mol odpowiedź = wydzieli się 57kJ energii

15. Znając entalpię tworzenia Fe₂O_3(s) oraz entalpię reakcji:

4FeO_(s) + O_2(g) = 2 Fe₂O_3(s) Δ H⁰_reakcji = -584kJ obliczyć standardową entalpią tworzenia FeO_(s)

odpowiedź = -264kJ/mol

---