- •Лекция 11.
- •Часть 1. Гальванические элементы
- •Условная схема гальванического элемента
- •Аккумуляторы
- •Часть 2. Коррозия металлов. Способы защиты металлов от коррозии
- •Механизм электрохимической коррозии
- •Электрохимическая коррозия с водородной деполяризацией
- •Электрохимическая коррозия в кислородной деполяризацией
- •Способы защиты металлов от коррозии
- •4Электрохимическая защита.
- •Контрольная работа №11 (3 балла)
- •Лекция 13. Качественный анализ.
- •Типы реакций, применяемые в аналитической химии
- •Качественный анализ
- •Условия проведения реакций
- •Определение и регулирование рН в ходе анализа
- •Способы выполнения реакций
- •Реакции “сухим” способом
- •Реакции “мокрым” способом
- •Микрокристаллоскопический метод анализа
- •Методы определения качественного состава раствора
- •Дробный метод анализа.
- •Систематический метод анализа
- •Аналитические классификации ионов
- •Фильтрование
- •Центрифугирование
- •Осаждение ( седиментация)
- •Маскирование
- •5. Хроматографическое разделение
- •Экстракция
- •Электрохимические методы разделения
- •Флотация
- •Разделение и обнаружение газов
- •Реакции обнаружения анионов
- •Качественный анализ минерала (этот материал дополнительный, приведен для ознакомления)
- •Прямые методы анализа
- •Непрямые методы анализа
- •Аппаратура, химическая посуда, материалы
- •Подготовка образца к анализу
- •Выбор растворителя
- •Растворение в воде
- •Кислотное растворение
- •Растворение в разбавленной hCl
- •Растворение в концентрированной hCl
- •Растворение в азотной кислоте и смеси кислот
- •Бескислотное растворение
- •Контроьные задания
- •Задание №1,6,11,16
- •Задание №2,7,12,17
- •Задание №3,8,13,18
- •Задание №4,9,14,19
- •Задание №5,10,15,20
- •Лекция 14.Комплексные соединения
- •1.Понятие о комплексном соединении
- •2.Структура комплексных соединений
- •3.Номенклатура комплексных соединений
- •4.Классификация комплексных соединений
- •4.1.Комплексные соединения, содержащие
- •4.2.Комплексные соединения, содержащие ионные лиганды
- •4.3. Циклические комплексные соединения
- •4.4. Многоядерные комплексные соединения
- •5.Изомерия комплексных соединений
- •6.Равновесия в растворах комплексных соединений
- •7.Квантово-механические методы трактовки химической связи в комплексных соединениях
- •7.1. Метод валентных связей
- •7.2. Теория кристаллического поля
- •9. Применение комплексных соединений
- •Лекция 10. Окислительно-восстановительные реакции (овр)
- •Правила для определения степени окисления атомов:
- •Определение степени окисления атомов в сложных соединениях и ионах
- •Основные окислители и восстановители
- •Метод электронного баланса
- •2. Метод полуреакций или ионно-электронный метод
- •Типы окислительно-восстановительных реакций
- •Направление окислительно-восстановительных реакций Электродные потенциалы
- •Сущность возникновения электродного потенциала
- •Ряд стандартных электродных потенциалов
- •Информация, заложенная в ряду стандартных электродных потенциалов:
- •Стандартные электродные потенциалы металлов
- •Определение направления протекания овр
- •Лекция № 8 Общие свойства растворов.
- •Основные способы выражения концентрации растворов:
- •Понижение давления насыщенного пара
- •Примеры решения задач
- •Повышение температуры кипения растворов
- •Примеры решения задач
- •Понижение температуры замерзания растворов
- •Осмотическое давление раствора
- •Лекция 9 Растворы электролитов
- •Механизм электролитической диссоциации
- •1. Диссоциация веществ с ионной связью
- •2. Диссоциация соединения с полярной ковалентной связью (полярные молекулы)
- •Количественный критерий процесса диссоциации
- •Слабые электролиты
- •Сильные электролиты
- •Взаимосвязь между кд и . Закон разбавления Оствальда
- •Диссоциация воды. Водородный показатель
- •Свойства кислот, оснований и солей в свете теории электролитической диссоциации
- •Реакции ионного обмена (рио)
- •Условия необратимого протекания реакций ионного обмена (рио)
- •Гидролиз солей
- •Произведение растворимости.
- •Лекция № 7 химическая кинетика и химическое равновесие
- •Факторы, влияющие на скорость реакции
- •Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ
- •Особенности закона действия масс
- •Зависимость скорости реакции от температуры
- •Ограниченность правила Вант-Гоффа:
- •Катализаторы
- •Химическое равновесие
- •Механизмы химических реакций
- •Лекция 12. Электролиз
- •Электролиз водных растворов солей
- •Особенности катодных процессов в водных растворах
- •Примеры решения задач
- •Электролиз расплавов электролитов
- •Законы Фарадея
- •Практическое применение электролиза
- •Электрохимический ряд напряжений металлов
- •Стандартные электродные потенциалы металлов
- •Перенапряжение
- •Стандартные электродные потенциалы окислительно-восстановительных систем
- •Окислительно-восстановительные потенциалы некоторых систем (инертный электрод – платина)
- •Контрольная работа №12
- •Лекция № 6 основные положения химической термодинамики и основы термохимии
- •Термодинамическая система
- •Процессы
- •Первое начало термодинамики ( I н т/д )
- •Правила знаков в термодинамике
- •Основы термохимии (т/х) Закон Гесса. Термохимические расчеты
- •Второе начало термодинамики (II н т/д)
- •Свободная энергия Гиббса. Критерий направленности процесса в неизолированных системах
- •Одно из основных уравнений химической термодинамики
- •Термодинамические расчеты
- •Третье начало термодинамики
- •Приложение Примеры решения задач
Второе начало термодинамики (II н т/д)
Введен ряд новых понятий. В зависимости от условий и способа протекания процессы делятся на самопроизвольные и несамопроизвольные.
Как и для I начала термодинамики существует несколько формулировок II закона термодинамики.
Приведем одну из них – “теплота самопроизвольно не может переходить от холодного тела к горячему”.
II начало термодинамики постулирует существование новой функции состояния системы - энтропии (S).
З нак ( = ) – для обратимых процессов, знак (>) – для необратимых процессов.
В случае изолированной системы теплообмен с окружающей средой отсутствует, то есть δQ = 0 (изменение теплоты), поэтому:
II н т/д для изолированной системы имеет вид:
Здесь заложены два критерия:
1 критерий самопроизвольноого протекания процесса в изолированной системе (ΔS > 0) – самопроизвольные процессы в такой системе могут протекать лишь в сторону возрастания S ;
2 критерий равновесия в изолированной системе (ΔS = 0). Самопроизвольный процесс приводит систему к состоянию равновесия. Состоянию равновесия в изолированной системе отвечает максимальное значение S; ΔS = 0 , т.е. S = const и S максимально !
Таким образом, S является критерием направленности самопроизвольных процессов и критерием равновесия в изолированных системах.
Состояние равновесия – это такое состояние, которое принимает система после окончания в ней всех самопроизвольных процессов и которое длительно сохраняется во времени, при отсутствии вмешательства извне.
Если исходить из атомно-молекулярной структуры вещества, то состояние системы можно рассматривать с точки зрения упорядоченности или неупорядоченности движения составляющих ее частиц. Мерой упорядоченности системы (или мерой беспорядка) является S. Рассматривая изменения S в различных процессах, можно заметить, что ее увеличение всегда сопровождается ростом хаотичности молекулярного состояния вещества.
Например, переход от кристаллического состояния вещества к жидкому и затем к газообразному сопровождается понижением упорядоченности и ростом хаотичности в расположении и поведении частиц.
жид. → тв.
Δ S <
0
S1 < S2 < S3
Δ S > 0 Δ S > 0
Исходя из этого свойства энтропии, Больцманом было сделано статистическое обоснование II начала термодинамики.
S = k ℓnW ,
где W – термодинамическая вероятность.
W – число микросостояний системы, отвечающих данному макросостоянию системы.
k – постоянная Больцмана,
k = 1,38∙10–23 Дж/к
Состояние системы
микросостояние
макросостояние
(характеристика всей системы
в целом – Р , Т, V)
(характеристика
каждой частицы вещества)
При заданных Р, Т, V макросостояние не меняется, но частицы находятся в непрерывном хаотическом движении. Поэтому каждому макросостоянию отвечает большое число микросостояний
В связи с тем, что S является функцией состояния, ее изменение (т.е. величина Δ S ) может быть рассчитано из следствия закона Гесса.
Δ S0298 = Σ ν S 298 - Σ ν ′ S298
продукты исход. в-ва
Fe3O4 ( T ) + 4CO ( Г ) = 3Fe ( T ) + 4CO2 ( Г )
S0298 , Дж / моль∙ К 150 200 30 214
Δ S0298 = (30 ∙ 9 + 4 ∙ 214)–(150 + 4∙ 200) =(90 + 896–150– 800= - 36 Дж/моль∙ К
.
Таким образом, II начало термодинамики определяет направленность процессов, возможность их протекания и характеризует состояние равновесия в термодинамических системах.
Введение S позволяет записать фундаментальное уравнение термодинамики, объединяющее I и II начало термодинамики
1) Q = ∆U + A - I н т/д ; 3) T ∆S ≥ ∆U + A
2) ∆S ≥ - II н т/д ; 4) T ∆S ≥ ∆U + P ∆V
Q T∆S.