- •Изучаемые вопросы:
- •1. Предмет химии. Значение химии в изучении природы и развитии техники
- •2. Основные количественные законы химии
- •Вопросы для самоконтроля
- •Литература
- •Лекция 2 (2 ч)
- •Тема 1. Строение вещества. Периодическая система элементов д. И. Менделеева
- •Изучаемые вопросы:
- •1.1. Современная модель строения атома
- •1.2. Квантовые числа
- •Орбитальное квантовое число 0 1 2 3 4
- •1.3. Строение многоэлектронных атомов
- •1.4. Периодические свойства элементов
- •1.5. Периодическая система элементов д. И. Менделеева
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекция 3 (2 ч)
- •Тема 2. Химическая связь и взаимодействия между молекулами
- •Изучаемые вопросы:
- •2.1. Общая характеристика химической связи
- •2.2. Типы химической связи
- •2.3.Типы межмолекулярных взаимодействий
- •2.4. Пространственная структура молекул
- •Число гибридных орбиталей равно числу исходных. При смешении s и р-орбиталей образуется две sp-гибридных орбитали, угол между осями которых равен 180°.
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Вопросы для самостоятельной работы:
- •Литература:
- •Лекция 4 (2 ч)
- •Тема 3. Агрегатное состояние вещества
- •Изучаемые вопросы:
- •3.1. Общая характеристика агрегатного состояния вещества
- •3.2. Газообразное состояние вещества. Законы идеальных газов. Реальные газы
- •3.3. Характеристика жидкого состояния вещества
- •3.4. Характеристика твёрдого состояния
- •Характеристики некоторых веществ
- •3.5. Типы кристаллических решёток
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Вопросы для самостоятельной работы:
- •Литература:
- •Лекции 5-6 (4 ч)
- •Тема 4. Энергетика химических процессов
- •Изучаемые вопросы:
- •4.1. Общие понятия термодинамики
- •4.2. Первый закон (начало) термодинамики. Внутренняя энергия системы. Энтальпия системы
- •4.3. Термохимия. Тепловые эффекты химических реакций
- •4.4. Закон Гесса и следствия из него
- •I путь.
- •II путь.
- •4.5. Основные формулировки второго закона (начала) термодинамики
- •4.6. Принцип работы тепловой машины. Кпд системы
- •4.7. Свободная и связанная энергии. Энтропия системы
- •4.8. Энергия Гиббса, энергия Гельмгольца и направленность химических реакций
- •Для определения температуры (Тр), выше которой происходит смена знака энергии Гиббса реакции, можно воспользоваться условием
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекции 6-7 (4 ч)
- •Тема 5. Химическая кинетика и катализ
- •Изучаемые вопросы:
- •5.1. Понятие о химической кинетике
- •5.2. Факторы, влияющие на скорость химических реакций. Закон действующих масс
- •5.3. Классификация химических реакций по молекулярности и по порядку
- •5.4. Кинетические уравнения реакци первого и второго порядка
- •Поле интегрирования
- •5.5. Теория активизации молекул. Уравнение Аррениуса
- •5.6. Особенности каталитических реакций. Теории катализа
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекция 9 (2 ч)
- •Тема 6. Химическое равновесие
- •Изучаемые вопросы:
- •6.1. Обратимые и не обратимые реакции. Признаки химического равновесия
- •6.2. Константа химического равновесия
- •6.3. Факторы, влияющие на химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье
- •6.4. Правило фаз Гиббса. Диаграмма состояния воды
- •Правило фаз для воды имеет вид
- •6.5. Понятие о химическом сродстве веществ. Уравнения изотермы, изобары и изохоры химических реакций
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекции 10-12 (6 ч)
- •Тема 7. Растворы. Дисперсные системы
- •Изучаемые вопросы:
- •7.1. Сольватная (гидратная) теория растворения
- •7.2. Общие свойства растворов
- •7.3. Типы жидких растворов. Растворимость
- •7.4. Свойства слабых электролитов
- •7.5. Свойства сильных электролитов
- •7.6. Классификация дисперсных систем
- •7.7. Получение коллоидно-дисперсных систем
- •7.8. Устойчивость коллоидных растворов. Коагуляция. Пептизация
- •7.9. Свойства коллоидно-дисперсных систем
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекция 13 (2ч)
- •Тема 8. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства вещества
- •Изучаемые вопросы:
- •8.1. Особенности обменных процессов
- •8.2. Особенности окислительно-восстановительных процессов
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекции 14-15 (4 ч)
- •Тема 9. Электрохимические системы
- •Изучаемые вопросы:
- •9.4. Электродвижущая сила гальванического элемента.
- •9.1. Общие понятия электрохимии. Проводники первого и второго рода
- •9.2. Понятие об электродном потенциале
- •9.3. Гальванический элемент Даниэля-Якоби
- •9.4. Электродвижущая сила гальванического элемента
- •9.5. Классификация электродов
- •9.6. Поляризация и перенапряжение
- •9.7. Электролиз. Законы Фарадея
- •9.8. Коррозия металлов
- •Лекция 16 (2 ч)
- •Тема 10. Органические полимерные материалы
- •10.1. Методы получения полимеров
- •10.2. Строение полимеров
- •10.3. Свойства полимеров
- •10.4. Применение полимеров
- •Литература:
- •Лекция 17 (2 ч)
- •Тема 11. Химическая идентификация и анализ вещества
- •11.1. Качественный анализ вещества
- •Некоторые реагенты для идентификации катионов
- •11.2. Количественный анализ вещества. Химические методы анализа
- •11.3. Инструментальные методы анализа
- •Атомно-эмиссионная спектроскопия – группа методов анализа, основанных на измерении длины волны и интенсивности светового потока, излучаемого возбужденными атомами в газообразном состоянии.
- •Вопросы для самоподготовки:
- •Литература:
4.8. Энергия Гиббса, энергия Гельмгольца и направленность химических реакций
Как отмечалось выше, энтальпийный и энтропийный факторы, характеризующие две противоположные тенденции процессов – стремление к объединению, порядку и стремление к разъединению, беспорядку, взятые по отдельности, не могут быть критериями самопроизвольного течения химических реакций. Только принцип минимума свободной энергии указывает направление процессов в той или иной системе, определяет условия термодинамического равновесия, которое может существовать до тех пор, пока один из параметров состояния (концентрация, температура, давление) не нарушит это равновесие. В зависимости от условий протекания процесса свободную энергию можно представить в виде энергии Гельмгольца или энергии Гиббса.
Энергия Гельмгольца – это максимальная работа, которую может совершить система при равновесном проведении процесса при постоянных объеме и температуре, то есть, в изохорно-изотермических условиях.
Из уравнения (4.11) следует, что
FV,T = U – ТS (4.13)
или
FV,T = U – ТS (4.14)
Энергия Гиббса – это максимальная работа, которую может совершить система при равновесном проведении процесса при постоянных давлении и температуре, то есть, в изобарно-изотермических условиях. Используя аналитическое выражение первого закона термодинамики (4.1), с учетом того, что А = рV, получаем
Gp,T = Н – ТS (4.15)
или
Gp,T = Н – ТS (4.16)
Энергия Гиббса (Гельмгольца) служит критерием самопроизвольного протекания химической реакции при изобарно-изотермических (изохорно-изотермических) процессах. Химическая реакция принципиально возможна, если
G (F) 0. (4. 17)
Уравнение (4.17) является условием возможности самопроизвольного течения реакции в прямом направлении.
Химическая реакция не может протекать самопроизвольно, если свободная энергия возрастает
G (F) 0 (4.18)
Уравнение (4.18) является условием невозможности самопроизвольного течения реакции в прямом направлении, но служит термодинамическим условием возможности самопроизвольного протекания обратной реакции. Наконец, если
G (F) = 0 (4.19)
то реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлениях, то есть, реакция обратима.
Таблица 4.
Влияние температуры на направление химических реакций
|
S |
G |
Направление реакции |
< 0 |
S > 0 |
G < 0 |
Прямая реакция может быть самопроизвольной при любых температурах |
> 0 |
S < 0 |
G > 0 |
Прямая реакция не может идти самопроизвольной при любых температурах |
< 0 |
S < 0 |
G < 0 при Т < Тр G > 0 при Т > Тр |
Самопроизвольно может идти прямая реакция при низких температурах и обратная реакция при высоких температурах |
> 0 |
S > 0 |
G > 0 при Т < Тр G < 0 при Т > Тр |
Самопроизвольно может идти прямая реакция при высоких температурах и обратная реакция при низких температурах |
Направление химических реакций зависит от их характера. Так, условие (4.17) соблюдается при любой температуре для экзотермических реакций ( < 0) у которых в ходе реакции возрастает число молей газообразных веществ и, следовательно, энтропия (S > 0). У таких реакций обе движущие силы () и (S) направлены в сторону протекания прямой реакции и G < 0 при любых температурах (табл. 4). Такие реакции самопроизвольно могут идти только в прямом направлении, то есть, являются необратимыми.
Наоборот, эндотермическая реакция ( > 0), в результате которой уменьшается число молей газообразных веществ (S < 0), не может протекать самопроизвольно в прямом направлении при любой температуре, так как всегда G > 0. Если < 0 и S < 0, то самопроизвольно может идти прямая реакция при низких температурах и обратная реакция при высоких температурах, поскольку G < 0 при Т < Тр и G > 0 при Т > Тр • Если > 0 и S > 0, то самопроизвольно может идти прямая реакция при высоких температурах и обратная реакция при низких температурах, поскольку G > 0 при Т < Тр G < 0 при Т > Тр.