ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ

Закон Авагадро и следствия из него.

Закон Авога́дро — одно из важных основных положений химии, гласящее, что «в равных объёмах различных газов, взятых при одинаковых температуре и давлении, содержится одно и то же число молекул»

Первое следствие из закона Авогадро: один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объём.

Пересчитать эту величину на другие температуру и давление можно с помощью уравнения Менделеева-Клапейрона:

Второе следствие из закона Авогадро: молярная масса первого газа равна произведению молярной массы второго газа на относительную плотность первого газа по второму.

2. Закон эквивалентов.

Закон эквивалентов: Все вещества реагируют и образуются в эквивалентных соотношениях.

3. Строение атома.

При химических реакциях ядра атомов остаются без изменений, изменяется лишь строение электронных оболочек вследствие перераспределения электронов между атомами. Способностью атомов отдавать или присоединять электроны определяются его химические свойства.

4. Распределение электронов по s,p,d,f-уровням.

Электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Благодаря волновым свойствам электроны в атоме могут иметь только строго определенные значения энергии, которые зависят от расстояния до ядра. Электроны, обладающие близкими значениями энергии образуют энергетический уровень. Он содержит строго определенное число электронов – максимально

2n2. Энергетические уровни подразделяются на s-, p-, d- и f- подуровни; их число равно номеру уровня.

5. Электронные формулы атомов и ионов различных элементов.

6.Окислительно-Востановительные реакции.

Окислительно-восстановительные реакции в организме, биохимические процессы, при которых происходит перенос электрона или атома водорода (иногда с сопровождающими его атомами или группами) от одной молекулы (окисляемой) к другой (восстанавливаемой).

Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции, ОВР, редокс (от англ. redox ← reduction-oxidation — окисление-восстановление) — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.

7. Ионно-электронный метод уравнения окислительно-восстановительных реакций.

Химическая природа элемента оценивается способностью его атома терять и приобретать электроны. Последняя может быть количественно оценена энергией ионизации и его сродством к электрону.

Мерой энергии ионизации атома служит его ионизеционный потенциал, представляющий собой наименьшее напряжение в вольтах,Которое необходимо приложить для того, чтобы оторвать электрон от невозбужденного атома и удалить его на бесконечно далекое расстояние.

ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАИМКА

1. Основные понятия химической термодинамики

Основные понятия и законы химической термодинамики. Основы термохимических расчётов. Закон Гесса, следствия из него и значение. Расчёты изменения термодинамических функций химических реакций. Сущность химического равновесия, его константа и смещение.

2. Первое начало термодинамики.

Первое начало термодинамики — один из трёх основных законов термодинамики, представляет собой закон сохранения энергии для термодинамических систем.

3.Закон Гесса и следствия из него.

Закон Гесса — математическое следствие первого начала термодинамики, которое формулируется следующим образом:

Тепловой эффект химической реакции, проводимой в изобарно-изотермических или изохорно-изотермических условиях, зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания.

4. Энтальпия: химической реакции,образования сложного вещества,сгорания веществ,нейтрализации,и их размерность.

Термохимия изучает тепловые эффекты химических реакций. Во многих случаях эти реакции протекают при постоянном объеме или постоянном давлении. Из первого закона термодинамики следует, что при этих условиях теплота является функцией состояния. При постоянном объеме теплота равна изменению внутренней энергии.

5.Второе начало термодинамики.

Второе начало термодинамики — физический принцип, накладывающий ограничение на направление процессов передачи тепла между телами.

Второе начало термодинамики запрещает так называемые вечные двигатели второго рода, показывая, что коэффициент полезного действия не может равняться единице, поскольку для кругового процесса температура холодильника не может равняться абсолютному нулю.

Второе начало термодинамики является постулатом, не доказываемым в рамках термодинамики. Оно было создано на основе обобщения опытных фактов и получило многочисленные экспериментальные подтверждения.

6.Энтропия.

Энтропия-(от греч. entropia — поворот, превращение), понятие, впервые введённое в термодинамике для определения меры необратимого рассеяния энергии.

7.Критерий направленности химических реакций.

В 1854 г. X. Ю. Томсен, а затем М. Бертло (1867 г.) высказали предположение, что направленность (возможность) протекания процесса определяется тепловым эффектом реакции, т. е. энтальпией (∆Н) или ее теплосодержанием.

Энтальпия реакции определяется как ∆Нреакции=Σ∆Нкон - Σ∆Ннач

8. Термодинамика химического равновесия.

Достигнув состояния химического равновесия, система будет находиться в нём до тех пор, пока не будут изменены внешние условия. Это приведёт к изменению параметров системы, т.е. к сдвигу химического равновесия в сторону одной из реакций. Для качественного определения направления смещения равновесия в химической реакции служит принцип Ле-Шателье - Брауна:

Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, т.е. изменить условия, при которых система находилась в равновесии, то в системе с большей скоростью начнут протекать процессы, УМЕНЬШАЮЩИЕ оказанное воздействие.

На состояние химического равновесия наибольшее влияние оказывают концентрация, давление, температура.