Химия. Основные закономерности протекания химических процессов. Решение задач

Москва 2024
МИНИСТЕРСТВО НАУКИ И ВЫСШЕГО ОБРАЗОВАНИЯ РФ
УНИВЕРСИТЕТ НАУКИ И ТЕХНОЛОГИЙ МИСИС
ИНСТИТУТ БАЗОВОГО ОБРАЗОВАНИЯ
Кафедра общей и неорганической химии
В.Г. Лобанова
ХИМИЯ. ОСНОВНЫЕ 
ЗАКОНОМЕРНОСТИ ПРОТЕКАНИЯ 
ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ
РЕШЕНИЕ ЗАДАЧ
Учебно-методическое пособие
Рекомендовано редакционно-издательским 
советом университета
№ 4450

УДК 54
 
Л68
Р е ц е н з е н т
д-р техн. наук, проф. кафедры цветных металлов и золота 
Е.В. Богатырева  
Лобанова, Вера Геннадьевна.
Л68  
Химия. Основные закономерности протекания 
химических процессов. Решение задач: учеб.-метод. 
пособие / В.Г. Лобанова. – Москва : Издательский 
Дом НИТУ МИСИС, 2024. – 83 с.
ISBN 978-5-907560-50-5
Учебное пособие содержит теоретический материал по разделу 
«Основные закономерности протекания химических процессов», 
примеры решения задач и материалы для самостоятельной работы. 
Может быть использовано при проведении практических занятий 
по химии с распределением обучающихся по уровню подготовки.
Предназначено для студентов первого курса всех направлений 
подготовки, изучающих химию.
УДК 54
В.Г. Лобанова, 2024
ISBN 978-5-907560-50-5
НИТУ МИСИС, 2024

СОДЕРЖАНИЕ
ПРЕДИСЛОВИЕ  . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4
Условные обозначения . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4
1. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА  . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6
Первый закон термодинамики . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 8
Термохимия . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9
Второй закон термодинамики  . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 14
Примеры решения задач . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 20
Задачи и упражнения для самостоятельной работы  . . . . . . 32
2. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 38
Понятие скорости химической реакции . . . . . . . . . . . . . . . . 38
Факторы, влияющие на скорость химической реакции  . . . 40
Примеры решения задач . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 45
Задачи и упражнения для самостоятельной работы  . . . . . . 50
3. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 54
Кинетика равновесных процессов . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 54
Смещение химического равновесия. 
Принцип Ле Шателье . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 60
Примеры решения задач . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 63
Задачи и упражнения для самостоятельной работы  . . . . . . 73
Заключение . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 78
Библиографический список . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 79
Приложение 1 
Периодическая система химических элементов 
Д.И. Менделеева . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 80
Приложение 2
Стандартная энтальпия образования некоторых веществ . . . . 82

ПРЕДИСЛОВИЕ
Учение о химических процессах – область науки, в основе которой лежат химическая термодинамика и кинетика. 
Определяющая идея этого учения заключается в том, что 
взаимодействие различных химических веществ зависит 
в значительной степени и от условий протекания реакций. 
Химическая термодинамика изучает взаимные превращения различных видов энергии друг в друга в ходе химической реакции. Она определяет возможность, направление 
и пределы самопроизвольного протекания химических процессов.
В задачи химической кинетики входит исследование скоростей и механизмов реакций.
Знание общих закономерностей протекания химических 
реакций позволяет оценить энергетические эффекты, сопровождающие химические реакции, определить возможность их практического осуществления, а также позволяет 
понять, как можно управлять процессами, ускорять или замедлять их, изменять направление протекания.
В настоящем пособии изложены теоретические основы 
общих закономерностей протекания химических процессов, 
рассмотрено решение типовых задач, предлагаются упражнения и задачи для самостоятельной работы.
Пособие предназначено для студентов всех направлений 
подготовки Горного института, Института новых материалов и Института технологий, изучающих химию. 
Условные обозначения
Давление – p
Константа равновесия – K
Константа скорости реакции – k
Количество вещества – n
Масса – m
Молярная концентрация – c
Молярная масса – M

Молярный объем газа – Vm
Объем – V
Относительная атомная масса – Ar
Относительная молекулярная масса – Mr
Скорость химической реакции – v 
Стандартная энергия Гиббса реакции или процесса – r G0
Стандартная энергия Гиббса образования вещества – f G0
Стандартная энтальпия реакции ил и процесса – r H0
Стандартная энтальпия образования вещества – f H0
Стандартная энтропия реакции или процесса – r S0
Стандартная энтропия вещества – S0
Стандартная энтропия образования вещества – 
0
f
S
Температура по Цельсию – t
Температура термодинамическая (или абсолютная) – T
Температурный коэффициент скорости реакции – 
Теплота – Q
Термодинамическая вероятность – W
Удельная теплоемкость – C
Число молекул (атомов, ионов) – N

1. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА
Химическая реакция – процесс превращения одних веществ в другие. При этом образование новых веществ произойдет только тогда, когда их энергия будет меньше, чем 
энергия исходных веществ. Разрыв одних связей и возникновение других всегда сопровождается каким-либо энергетическим эффектом. Это могут быть различные виды излучения, электрическая энергия, выделение или поглощение 
теплоты. 
При рассмотрении основных закономерностей протекания химических реакций не обойтись без элементов химической термодинамики. 
Химическая термодинамика – наука, изучающая взаимные превращения энергии. Особенностью химической термодинамики является рассмотрение химических процессов 
в состоянии равновесия.
Объектом изучения в химической термодинамике является система. Под системой понимают обособленную 
от окружающей среды совокупность находящихся во взаимодействии веществ. Системы могут быть гомогенными 
(все вещества находятся в одном агрегатном состоянии или 
«фазе») и гетерогенными (между веществами есть хотя бы 
одна граница раздела).
Термодинамические системы могут быть открытыми, закрытыми и изолированными. Открытая система обменивается с окружающей средой веществом и энергией. Закрытой 
называется система, которая обменивается с окружающей 
средой энергией и не обменивается веществом. В изолированных системах не происходит обмена с окружающей средой ни энергией, ни веществом.
Каждая термодинамическая система характеризуется 
определенным набором термодинамических переменных. 
К независимым термодинамическим переменным (их называют термодинамическими параметрами состояния) относятся давление, температура, объем, концентрация и др. 

Изменение любого термодинамического параметра приводит 
к изменению термодинамического состояния системы. Под 
состоянием термодинамической системы понимают совокупность ее свойств.
Состояние системы называют стационарным, если параметры системы с течением времени не меняются. Состояние 
термодинамического равновесия представляет собой частный случай стационарного состояния. 
Термодинамические параметры, определяющие состояние системы, связаны между собой уравнениями состояния.
Любое изменение в системе, связанное с изменением хотя 
бы одного из термодинамических параметров состояния, называется термодинамическим процессом. Процессы, протекающие при постоянном давлении, называются изобарными, протекающие при постоянном объеме – изохорными, 
при постоянной температуре – изотермическими. Большинство химических реакций протекают в открытых сосудах, 
т.е. при постоянном давлении, равном атмосферному. 
Обмен энергией между системой и внешней средой может 
осуществляться в разных формах. В превращениях, происходящих при протекании химических реакций, участвуют 
чаще всего тепловая энергия (теплота Q) и механическая 
энергия (работа W). Измеряются в Джоулях (Дж). Знаки величин Q и W в термодинамике определяются по отношению 
к системе: положительной считается энергия, получаемая 
системой, отрицательной – энергия, отданная системой.
К зависимым термодинамическим переменным относятся функции состояния системы: внутренняя энергия (U), энтальпия (H), энтропия (S) и энергия Гиббса (G).
Внутренняя энергия термодинамической системы – это 
кинетическая и потенциальная энергия микрочастиц системы (молекул, атомов, электронов, ядер) и энергия взаимодействия этих частиц. Внутренняя энергия – функция состояния системы, которая определяется только исходным 
(U1) и конечным (U2) состояниями системы. Абсолютное значение внутренней энергии невозможно определить. Опреде

ляют изменение внутренней энергии при переходе системы 
от исходного состояния к конечному:
U = U2 – U1.
Изменение внутренней энергии системы может происходить в результате обмена энергией с внешней средой в форме 
теплоты Q или работы W. 
Теплота – мера передачи энергии от одного тела к другому посредством разности температур (за счет изменения 
кинетической энергии), работа – мера передачи энергии 
за счет перемещения масс: W = pV. Теплота и работа не являются функциями состояния, они не могут существовать 
вне какого-либо процесса. Теплота и работа – формы передачи энергии, величины которых характеризуют процесс и зависят от пути процесса, это функции процесса.
Умение решать задачи опирается не только на знание основных понятий химической термодинамики, но и на знание основных законов этой науки. 
Первый закон термодинамики
Количественное соотношение между внутренней энергией U, теплотой Q и работой W устанавливает первый закон 
термодинамики, который является одной из форм закона сохранения энергии. Известны несколько его формулировок: 
 
– разные формы энергии переходят друг в друга в строго 
эквивалентных соотношениях;
 
– в любой изолированной системе запас внутренней энергии остается постоянным;  
 
– количество теплоты Q, сообщаемое системе, идет 
на приращение внутренней энергии U и на работу W, совершаемую системой.
Этот закон можно представить в виде следующего математического выражения:
Q = U + W.

При изохорном процессе (V = 0) работа не совершается, 
и это выражение приобретает вид
 Q = U.
Теплота изохорного процесса равна изменению внутренней энергии.
Для изобарного процесса (p = 0) можно записать: 
Qp = U + pV = (U + pV).
Величину (U + pV) называют энтальпией1, или теплосодержанием системы, и обозначают H. Соотношение Qp = H 
показывает, что теплота изобарного процесса равна изменению энтальпии системы во время этого процесса. Абсолютное значение энтальпии определить невозможно. Энтальпия – это термодинамическое свойство вещества, которое 
указывает уровень энергии, сохраненной в его молекулярной структуре.
Термохимия
Раздел химической термодинамики, который изучает тепловые эффекты химических реакций и энергетические эффекты процессов перехода из одного агрегатного состояния 
в другое, называется термохимией.
Тепловой эффект химической реакции – это количество 
теплоты, которое выделяется или поглощается при необратимом протекании реакции. При этом температура исходных веществ и продуктов реакции должна быть одинаковой, 
а единственной работой является только работа расширения. 
Процесс, протекающий с выделением тепла, называют 
экзотермическим: Q > 0. При этом запас внутренней энергии (при V = const) или энтальпии (при p = const) уменьшается. Для экзотермического процесса H < 0.
Процесс, протекающий с поглощением тепла, называют эндотермическим: Q < 0. При этом внутренняя энергия 
1 Понятие энтальпии ввел Дж. В. Гиббс в 1875 г.