
- •1 Вопрос классификация неорганических веществ
- •2 Вопрос Основные понятия химии
- •3 Вопрос Закон сохранения массы вещества. Закон постоянства состава. Закон Авогадро. Молярный объем. Число Авогрдо.
- •4 Вопрос Закон эквивалентов. Определение молярных массэквивалентов солей, оснований, кистот, элементов
- •6 Вопрос Основные сведения о строении атомов. Протон, нейтрон,электрон. Квантовые числа. Максимальное число электронов на энергетических уровнях и полдуровнях.
- •8 Вопрос Периодический закон Менделеева. Структура периодической системы.
- •9 Вопрос Определение свойств элементов по строению электронных оболочек атомов.
- •10 Вопрос Периодическое изменение свойств химических элементов (атомные радиусы, степень окисления, вост и окисл свойства эелементов и простых веществ, свойства оксидов и гидроксидов )
- •11 Вопрос. Энергия ионизации. Сродство электрону. Электроотрицательность.
- •12 Вопрос. Химическая связь. Металлическая связь. Ионная связь
- •13 Вопрос Ковалентная связь.
- •14 Вопрос Водородная связь. Донорно-акцепторная связь.
- •15 Вопрос Межмолекулярное взаимодействие.
- •16 Вопрос. Скорость хим. Реакций. Гомогенные и гетерогенные системы.
- •17 Вопрос. Зависимость скорости гомогенных реакций от концентрации реагирующих веществ. Закон действия масс.
- •18 Вопрос. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Энергия активации. Уравнение Аррениуса.
- •19 Вопрос. Гомогенные и гетерогенный катализ.
- •20 Вопрос. Обратимые реакции. Химическое равновесие. Константа химического равновесия.
- •21 Вопрос. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье.
- •22 Вопрос. Энергетика хим. Реакций. Внутренняя энергия. Энтальпия. Энтропия. Термохим уравнения. Закон Гесса. Следствие из закона Гесса.
- •1 Следствие
- •2 Следствие
- •Лавуазье-Лапласа: тепловой эффект образования химических соединений равен, но обратен по знаку тепловому эффекту его разложения.
- •Гесса: тепловой эффект реакции при постоянном давлении или объеме зависит только от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути перехода.
- •23 Вопрос. Энергия Гиббса. Направленность хим. Процессов. Анализ уравнения Гиббса.
- •24 Вопрос. Растворы. Растворимость веществ. Энергетика растворения. Общие свойства растворов(осмос, понижение и повышение температуры замерзания и кипения растворов)
- •25 Вопрос. Состав растворов. Способы выражения состава раствор (безразмерные, концентрации)
- •30Вопрос . Ионные уравнения реакций
- •32 Вопрос.Диссоциация воды
- •33 Вопрос. Гидролиз солей – это взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих частиц.
- •Вопрос . Степень гидролиза
- •36Вопрос. Окисли́тельно-восстанови́тельные
- •41 Вопрос . Электрохимическая коррозия
- •1) Гомогенный механизм электрохимической коррозии:
- •2) Гетерогенный механизм электрохимической коррозии:
- •44 Вопрос . Вода в природе
- •46 Вопрос.
- •49 Вопрос .
- •50Вопрос .
- •51 Вопрос .
- •53. Неорганические вяжущие вещества
22 Вопрос. Энергетика хим. Реакций. Внутренняя энергия. Энтальпия. Энтропия. Термохим уравнения. Закон Гесса. Следствие из закона Гесса.
Внутренняя энергия, теплота и работа
В каждом теле, в каждом веществе в скрытом виде заключена внутренняя энергия, которая складывается из энергии движения и взаимодействия атомов, молекул, ядер и других частиц, внутриядерную и другие виды энергии, кроме кинетической энергии движения системы, и потенциальной энергии ее положения. Абсолютную величину внутренней энергии определить невозможно. Она представляет собой способность системы к совершению работы или передаче теплоты. Однако можно определить ее изменение U при переходе из одного состояния в другое:
ΔU = U2 - U1 ,
где U2 и U1- внутренняя энергия системы в конечном и начальном состояниях. Если ΔU > 0 –внутренняя энергия системы возрастает, если ΔU < 0 – внутренняя энергия системы убывает. U – термодинамическая функция состояния, так как ее количество не будет зависеть от пути и способа перехода системы, а будет определяться лишь разностью в этих состояниях. При переходе из одного состояния в другое система может обмениваться с окружающей средой веществом или энергией в форме теплоты и работы.
Теплота Q представляет собой количественную меру хаотического движения частиц данной системы или тела. Энергия более нагретого тела в форме теплоты передается менее нагретому телу. При этом не происходит переноса вещества.
Работа А является количественной мерой направленного движения частиц, мерой энергии, передаваемой от одной системы к другой за счет перемещения вещества от одной системы к другой под действием тех или иных сил, например гравитационных. Теплоту и работу измеряют в джоулях (Дж), килоджоулях (кДж) и мегаджоулях (МДж). Положительной считается работа, совершаемая системой против внешних сил (А > 0) и теплота, подводимая к системе (Q > 0). Теплота и работа зависят от способа проведения процесса, т.е. они являются функциями пути.
Количественное соотношение между изменением внутренней энергии, теплотой и работой устанавливает первый закон термодинамики:
Q = ΔU + А.
Если к системе подводится теплота Q, то она расходуется на изменение внутренней энергии системы ΔU и на совершение системой работы А над окружающей средой.
Теплоту и работу можно измерить, отсюда,
ΔU = Q – А.
Первый закон термодинамики является формой выражения закона сохранения энергии. Согласно этому закону, энергия не может ни создаваться, ни исчезать, но может превращаться из одной формы в другую. Его справедливость доказана многовековым опытом человечества.
Если система осуществляет переход из одного состояния в другое при постоянном объеме ( реакция протекает в автоклаве), то работа расширения системы
А = рΔV = 0
и
Qv = ΔU = U2 – U1,
т.е. если реакция протекает при постоянном объеме, то выделение или поглощение теплоты Q связано с изменением внутренней энергии системы.
Если на систему не действуют ни какие другие силы, кроме постоянного давления, т.е. химический процесс осуществляется в изобарных условиях, и единственным видом работы является работа расширения, то первый закон термодинамики запишется:
Qp = ΔU + pΔV.
Подставив ΔU = U2 ‑ U1, получим:
Qp = U2 ‑ U1 + pV2 ‑ pV1 = (U2 + pV2) ‑ (U1 + pV1).
Характеристическая функция
U + pV = H
называется энтальпией системы.
Qp = H2 - H1, и Qp = ΔH.
В случае изобарического процесса теплота, подведенная к системе, равна изменению энтальпии системы.
Абсолютное значение энтальпии системы определить невозможно, но экспериментально можно определить Qp, т.е. изменение энтальпии ΔН, при переходе из одного состояния в другое. Н -это термодинамическая функция состояния. Если ΔН > 0 - энтальпия системы возрастает, если ΔН < 0-энтальпия системы уменьшается, т.е. теплота выделяется системой.
Как и другие характеристические функции, энтальпия зависит от количества вещества, поэтому ее изменение ΔН, обычно относят к 1 моль и выражают в кДж/моль.
Закон Гесса.
Тепловой эффект реакции зависит от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути реакции.
Закон лежит в основе термохимических расчетов. Рассмотрим реакцию сгорания метана:
Эту же реакцию можно провести через стадию образования СО:
Итак, видно, тепловой эффект реакции, протекающей по двум путям, одинаков.
При термохимических расчетах для определения тепловых эффектов применяют следствия из закона Гесса.
Следствия закона Гесса