Общая химия: основы химической термодинамики и кинетики. Теория и упражнения

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ 

УРАЛЬСКИЙ ФЕДЕРАЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ 
ИМЕНИ ПЕРВОГО ПРЕЗИДЕНТА РОССИИ Б. Н. ЕЛЬЦИНА

Д. С. Цветков
Т. В. Аксенова

ОБЩАЯ ХИМИЯ: 
ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ 
ТЕРМОДИНАМИКИ И КИНЕТИКИ

Теория и упражнения

Учебно-методическое пособие

Рекомендовано методическим советом УрФУ для студентов,
обучающихся по программам бакалавриата и специалитета 
по направлениям подготовки 03.03.02 «Физика»,
05.03.04 «Гидрометеорология», 27.03.05 «Инноватика»,
28.03.01 «Нанотехнологии и микросистемная техника»,
04.03.01 «Химия», 04.05.01 «Фундаментальная и прикладная химия»

Екатеринбург
Издательство Уральского университета
2017

УДК 544.3/.4(076.5)
ББК 24.5я73.5
 
Ц27

Р е ц е н з е н т ы:
кафедра химии
Уральского государственного лесотехнического университета
(заведующий кафедрой кандидат химических наук, доцент Е. Ю. Серова);

Н. В. Проскурнина, кандидат химических наук, 
старший научный сотрудник Института физики металлов УрО РАН

Цветков, Д. С.
Ц27  
Общая химия: основы химической термодинамики и кинетики : 
Теория и упражнения : учеб.-метод. пособие / Д. С. Цветков, 
Т. В. Аксенова ; М-во образования и науки Рос. Федерации, Урал. 
федер. ун-т. — Екатеринбург : Изд-во Урал. ун-та, 2017. — 120 с. 

ISBN 978-5-7996-2153-7

В учебно-методическом пособии рассмотрены основные законы 
и понятия общей химии, химической термодинамики и кинетики. 
Представлены примеры и задачи разного уровня сложности с подробным 
решением. Приведены упражнения для самостоятельной работы.
Для студентов, изучающих общую химию, овладевающих навыками 
применения теоретических представлений и законов химии для решения 
практических задач.
УДК 544.3/.4(076.5)
ББК 
24.5я73.5

© Уральский федеральный университет, 2017
ISBN 978-5-7996-2153-7

ОГЛАВЛЕНИЕ

От авторов ...................................................................................................................4

1. ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ ХИМИИ ..........................................................5
1.1. Основные понятия и определения.................................................................5
1.2. Законы стехиометрии .....................................................................................7
1.3. Химические процессы и способы их описания. 
Типы химической связи .................................................................................9
1.3.1. Реакции без изменения степени окисления элементов .................. 11
1.3.2. Реакции с изменением степени окисления элементов ....................12
Решение задач ...............................................................................................12
Задачи для самоконтроля .............................................................................14

2. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА ............................................................15
2.1. Первый закон термодинамики 
и его применение к простейшим процессам ..............................................15
Решение задач ...............................................................................................20
Задачи для самоконтроля .............................................................................28
2.2. Термохимия. Закон Гесса .............................................................................30
Решение задач ...............................................................................................36
Задачи для самоконтроля .............................................................................44
2.3. Второй закон термодинамики 
и его применение к простейшим процессам ..............................................46
Решение задач ...............................................................................................51
Задачи для самоконтроля .............................................................................59
2.4. Критерии направленности самопроизвольных процессов 
в открытых системах ....................................................................................61
Решение задач ...............................................................................................68
Задачи для самоконтроля .............................................................................71
2.5. Химическое равновесие ...............................................................................73
Решение задач ...............................................................................................79
Задачи для самоконтроля .............................................................................86

3. РАСТВОРЫ ...........................................................................................................88
Решение задач ...............................................................................................97
Задачи для самоконтроля ...........................................................................104

4. КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ ....................................................106
Решение задач ............................................................................................. 110
Задачи для самоконтроля ........................................................................... 114

Приложение. Термодинамические данные для некоторых веществ ............ 116

Список рекомендуемой литературы ................................................................... 119

ОТ АВТОРОВ

Предлагаемое учебно-методическое пособие представляет 
собой краткий курс по основам химической термодинамики 
и кинетики. Материал пособия распределен по четырем разделам, 
каждый из которых начинается с изложения теории, за которой 
следуют примеры решения задач и упражнения для самостоятель-
ного решения. Главной целью пособия является демонстрация 
будущим исследователям и инженерам применения теоретических 
знаний для решения задач различной степени сложности. Выпол-
нение упражнений и решение расчетных задач — это обязательная 
составляющая образовательного процесса, которая способствует 
лучшему усвоению материала, стимулирует самостоятельную 
работу, а также развивает навыки использования теоретических 
сведений на практике. Всего в книге содержится около 130 задач 
и упражнений. Ко всем расчетным задачам даны ответы. В прило-
жении приведены термодинамические данные, необходимые для 
выполнения упражнений.
Пособие позволит студентам, обучающимся по нехимическим 
направлениям, систематизировать свои знания в области общей 
химии, химической термодинамики и кинетики.

1. ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ ХИМИИ

1.1. Основные понятия и определения

Химия — это наука о свойствах вещества и его превраще-
ниях; она включает законы и принципы, описывающие эти прев-
ращения, а также представления и теории, позволяющие дать им 
объяснения.
По объектам исследования выделяют следующие фундамен-
тальные разделы химии: органическая химия, неорганическая 
химия, геохимия, химия высокомолекулярных соединений, биохи-
мия, аналитическая химия и физическая химия.
Химический элемент — это вид атомов, характеризующийся 
определенной совокупностью свойств. У всех атомов данного 
вида эти свойства одинаковы и отличаются от свойств атомов дру-
гих элементов.
Соединение одинаковых атомов дает простое вещество, 
которое является формой существования элемента в свободном 
состоянии. При сочетании разных атомов образуются сложные 
вещества.
Атом — мельчайшая химически неделимая частица вещества. 
Молекула — мельчайшая частица вещества, обладающая всеми 
его химическими свойствами.
Масса атомов и молекул измеряется в атомных единицах 
массы, а. е. м. 1 а. е. м. равна 1/12 массы атома углерода 12С. 
Кроме того, используются относительные атомные массы эле-
ментов, которые представляют собой отношение массы атома дан-
ного элемента к 1/12 массы атома 12С.
Сумма атомных масс атомов, образующих молекулу, состав-
ляет молекулярную массу.
Количество вещества в химии очень часто измеряется в молях. 
1 моль вещества — это такое его количество, которое содержит 
столько же частиц (атомов, молекул, ионов и др.), сколько атомов 
содержится в 12 г углерода 12С. 

Число частиц в 1 моле любого вещества — величина посто-
янная, равная NA = 6,02 · 1023 моль−1 и называемая постоянной 
Авогадро.
Формула химического соединения — это условная запись 
количественного и качественного состава химического соеди-
нения с помощью символов химических элементов и стехиоме-
трических индексов. Например, если элементы А и В образуют 
соединение А2В3 (молекулярного строения), то это означает, что 
2 атома А соединяются в молекуле с 3 атомами В. В то же самое 
время, поскольку 1 моль любого элемента содержит одинаковое 
число частиц, также формула означает, что при образовании соеди-
нения А2В3 2 моля простого вещества А соединяются с 3 молями 
простого вещества В.
Химические вещества имеют молекулярное или немоле-
кулярное строение. Вещества молекулярного строения состоят 
из отдельных молекул, и их формулы указывают число атомов раз-
ного сорта в молекуле. Например, молекула СО2 имеет измеримую 
массу; она существует как отдельная частица в газовом, жидком 
и твердом состояниях.
Вещества немолекулярного строения состоят из атомов (атом-
ное строение) или ионов (ионное строение). Ион — это атом или 
группа атомов, представляющих собой единое целое, которые 
несут электрический заряд. Положительно заряженные ионы 
называют катионами, а отрицательно заряженные — анионами.
Формулы соединений немолекулярного строения выражают 
простейшее соотношение между атомами или ионами разных 
сортов в макроскопическом объеме вещества. В формулах ион-
ных соединений принято сначала указывать катион, а затем анион. 
Соотношение катионов и анионов всегда таково, что указыва-
емая формулой группа ионов в целом электрически нейтральна. 
Например, кристалл поваренной соли NaCl состоит из ионов Na+ 
и Cl− в соотношении 1 : 1, а кристалл AlF3 состоит из ионов Al3+ 
и F− в соотношении 1 : 3. Ни в одном из этих ионных соединений 
нельзя обнаружить молекулы NaCl или AlF3. Химической формуле 
таких веществ соответствует формульная масса, которая равна 

сумме атомных масс всех элементов, входящих в соединение, 
с учетом числа атомов каждого элемента в формуле.
Наряду с молекулярной массой и формульной массой исполь-
зуется понятие молярной массы вещества, т. е. массы 1 моля дан-
ного вещества. Из всего указанного выше очевидно, что молеку-
лярная масса, формульная масса и молярная масса одного и того 
же вещества численно совпадают.
Таким образом, количество молей любого вещества можно 
рассчитать, зная его массу и молярную массу. Например, моляр-
ная масса воды, H2O, равна M = 2 · MH + MO = 2 · 1,008 + 15,999 = 
= 18,015 г/моль; следовательно, количество вещества в 100 г воды 
будет, 
 = 100 / 18,015 = 5,551 моль.
Способ записи формулы химического соединения в некото-
рых случаях позволяет дать дополнительную информацию и о его 
структуре. Например, формулы сульфатов аммония и алюминия, 
отражающие их химический состав, могут быть записаны в виде 
N2H8SO4 и Al2S3O12 соответственно. Однако больше информации 
о структуре этих соединений позволяет дать другая форма записи: 
(NH4)2SO4 и Al2(SO4)3. Запись формулы в таком виде означает, что 
группа атомов в скобках (ионы) ведет себя во многих химических 
превращениях как единое целое.
Еще более важно отражать структуру в записи химической 
формулы органических соединений. Каждому конкретному соче-
танию атомов нескольких сортов в этих случаях может отвечать 
столько различных соединений, что отражать только химический 
состав (соотношение элементов) в формуле без соответствующей 
информации о структуре становится бесполезным.

1.2. Законы стехиометрии

К основным законам химии принято относить стехиометри-
ческие законы: закон эквивалентов, закон постоянства состава 
вещества и закон кратных отношений. Стехиометрия — это уче-
ние о количественных соотношениях между элементами в веще-
ствах и между веществами, вступившими в химическую реакцию.

Закон эквивалентов. Вещества вступают в реакцию в коли-
чествах, пропорциональных их химическим эквивалентам: 
n1 / n2 = Э1 / Э2, где n1 и n2 — количества реагентов, Э1 и Э2 — их 
эквиваленты.
Под эквивалентом понимают условную или реальную 
частицу, которая в реакциях эквивалентна одному атому водо-
рода или электрону. Например, в реакции нейтрализации серной 
кислоты H2SO4 гидроксидом натрия NaOH с образованием суль-
фата натрия Na2SO4:

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + H2O

эквивалент NaOH равен 1 (на один моль атомов водорода при-
ходится один моль NaOH), а эквивалент серной кислоты — 
½ (на 2 атома водорода приходится 1 молекула H2SO4). Поэтому, 
в соответствии с законом эквивалентов nNaOH / 
 = 2 / 1, что 
и отражено в уравнении реакции.
Закон постоянства состава. Состав химических соединений 
с молекулярной структурой остается постоянным независимо от 
способа их получения.
В противоположность этому состав веществ немолекулярного 
строения может изменяться в определенных пределах. Такие сое-
динения называют нестехиометричными.
Закон кратных отношений. Если два каких-либо элемента 
образуют 2 или большее число соединений, то массовые количе-
ства одного из элементов, приходящиеся на одно и то же коли-
чество другого элемента, относятся друг к другу как небольшие 
целые числа. Например, углерод и кислород образуют два сое-
динения: CO и CO2. Возьмем по 1 молю каждого соединения 
и посчитаем соотношение масс кислорода в них. На 12 г углерода 
в CO приходится 16 г кислорода, а в CO2 — 32 г кислорода. Зна-
чит, соотношение масс кислорода, приходящихся на одну и ту 
же массу углерода (12 г), в этих соединениях составляет 16 : 32, 
или 1 : 2.

1.3. Химические процессы и способы их описания. 
Типы химической связи

При протекании химических процессов происходит превра-
щение одних веществ в другие, отличные от исходных по химическому 
составу и строению. При этом разрушаются старые химические 
связи и образуются новые.
Образование химической связи между двумя (или более) атомами 
обусловлено перекрыванием их внешних электронных оболочек, 
в результате чего полная энергия системы уменьшается. 
В зависимости от характера распределения электронной плотности 
между взаимодействующими атомами возникают разные типы 
химической связи. Упомянем лишь две идеализированные модели 
химической связи: ковалентную и ионную.
Ковалентная связь — тип химической связи между двумя атомами, 
возникающей при обобществлении валентных электронов, 
принадлежащих атомам. Образование молекулы водорода H2 — 
один из наиболее простых примеров возникновения ковалентной 
связи. Число ковалентных связей, образованных данным атомом, 
определяет его валентность.
Ионная связь возникает при переносе одного или нескольких 
электронов от одного атома к другому, в результате чего атомы 
превращаются в ионы. Такой процесс оказывается энергетически 
выгодным при условии, что атом, отдающий электрон, обладает 
низким потенциалом ионизации. Атом же, присоединяющий электрон, 
обладает большим сродством к электрону.
Как отмечалось, ковалентные и ионные связи существуют 
только в предельных, идеализированных случаях. Реальные связи 
точно соответствуют этим модельным представлениям довольно 
редко. Правильнее сказать, что при взаимодействии атомов происходит 
образование такой связи, которая в большей или меньшей 
степени напоминает ковалентную или ионную в зависимости 
от того, насколько это позволяет достичь стабилизации, т. е. получить 
состояние с минимальной возможной энергией.

Для количественной характеристики сдвига электронных пар, 
образующих химические связи, от одного атома к другому в химическом 
соединении широко используется условная величина, 
называемая степенью окисления. Степень окисления — это условный 
заряд атома в соединении, вычисляемый из предположения, 
что оно состоит только из ионов. При расчете степени окисления 
учитывается, что степень окисления атомов некоторых элементов 
в соединениях сохраняется всегда одной и той же, например, +1 — 
водород, щелочные металлы; +2 — щелочноземельные металлы, 
цинк; +3 — алюминий; −2 — кислород (кроме пероксидов).
Химические реакции могут протекать в разных средах. При 
этом вещества — участники реакции — могут находиться в раз-
ных агрегатных состояниях. Если все реагенты находятся в одном 
агрегатном состоянии, то такие реакции называют гомогенными. 
Примером гомогенной реакции может служить реакция взаимо-
действия газообразных хлора и водорода:

H2(г) + Cl2(г) = 2HCl (г).

В этом случае важной количественной характеристикой реак-
ционной системы является концентрация взаимодействующих 
компонентов. Концентрация i-го вещества в растворе может выра-
жаться различными способами. Наиболее часто используются два 
вида концентраций:
1) мольно-объемная концентрация (или молярная концентра-
ция, молярность) ci — количество молей ni i-го вещества в еди-
нице объема V раствора ci = ni / V; размерность моль/л.
2) мольная доля xi — отношение числа молей i-го вещества 
к сумме чисел молей всех веществ в системе xi = ni / ∑ni, безраз-
мерная величина.
В гетерогенных реакциях реагенты находятся в разных агре-
гатных состояниях. Примером такой реакции может служить 
восстановление оксида железа (II) газообразным водородом при 
повышенной температуре:

FeO (т) + H2 (г) = Fe (т) + H2O (г).

Химические реакции осуществляются при взаимодействии 
веществ между собой при внешнем воздействии на них темпе-
ратуры, давления, электрических или магнитных полей и т. п. 
В закрытых системах, обменивающихся с окружающей средой 
только энергией, но не веществом, химическая реакция завер-
шается состоянием равновесия. Задача нахождения направле-
ния и конечного (равновесного) состояния реакции (состав, тем-
пература, давление и др.) является одной из задач химической 
термодинамики.
Химические реакции описываются при помощи химических 
уравнений, которые в полном соответствии с законами сохране-
ния массы и заряда устанавливают стехиометрические соотноше-
ния между реагентами. Все химические реакции можно разбить 
на следующие группы:
1) реакции, идущие без изменения степени окисления эле-
ментов;
2) реакции, идущие с изменением степени окисления эле-
ментов.

1.3.1. Реакции без изменения 
степени окисления элементов

Реакции данной группы, протекающие в водных раство-
рах, можно рассматривать как реакции между ионами, которые 
образуются вследствие диссоциации реагентов в воде. При этом 
такие реакции идут практически до конца, если одним из продук-
тов является газ, малорастворимое соединение или плохо диссо-
циирующее вещество. Примером таких реакций могут служить 
следующие:

K2S + 2HCl = H2S↑ (г) + 2KCl

или в ионном виде:

2K+ + S2− + 2H+ + 2Cl− = H2S↑ (г) + 2K+ + 2Cl−.

В сокращенном ионном виде:

2H+ + S2− = H2S↑ (г),