1.Основные понятия и законы химии. Химия - наука о веществах, закономерностях их превращений и применении. Химические явления: одни вещества превращаются в другие, отличающиеся от исходных составом и свойствами, при этом состав ядер атомов не изменяется.

Физические явления: меняется физическое состояние веществ (парообразование, плавление, электропроводность, выделение тепла и света, ковкость и др.) или образуются новые вещества с изменением состава ядер атомов.

Атомно - молекулярное учение.   Все вещества состоят из молекул. Молекула - наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.  Молекулы состоят из атомов. Атом - наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Различным элементам соответствуют различные атомы.  Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении; между ними существуют силы притяжения и отталкивания. 

Химический элемент - это вид атомов, характеризующийся определенными зарядами ядер и строением электронных оболочек. Атомы существуют в свободном состоянии, в соединениях с атомами того же или других элементов, образуя молекулы. Способность атомов вступать во взаимодействие с другими атомами и образовывать химические соединения определяется его строением. Атомы состоят из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, движущихся вокруг него, образуя электронейтральную систему, которая подчиняется законам, характерным для микросистем. 

Атомное ядро - центральная часть атома, состоящая из Z протонов и N нейтронов, в которой сосредоточена основная масса атомов. 

Заряд ядра - положительный, по величине равен количеству протонов в ядре или электронов в нейтральном атоме и совпадает с порядковым номером элемента в периодической системе. Сумма протонов и нейтронов атомного ядра называется массовым числом A = Z + N.

Изотопы - химические элементы с одинаковыми зарядами ядер, но различными массовыми числами за счет разного числа нейтронов в ядре. Химическая формула - это условная запись состава вещества с помощью химических знаков и индексов. Химическая формула показывает,  атомы каких элементов и в каком отношении соединены между собой в молекуле. 

Аллотропия - явление образования химическим элементом нескольких простых веществ, различающихся по строению и свойствам. Простые вещества- молекулы, состоят из атомов одного и того же элемента.

Cложные вещества - молекулы, состоят из атомов различных химических элементов. 

Международная единица атомных масс равна ¹/₁₂ массы изотопа  ¹²C - основного изотопа природного углерода. 1 а.е.м = ¹/₁₂ • m (¹²C) = 1,66057 • 10^-24 г 

Относительная атомная масса (A_r) - безразмерная величина, равная отношению средней массы атома элемента (с учетом процентного содержания изотопов в природе) к ¹/₁₂ массы атома ¹²C. 

Средняя абсолютная масса атома (m) равна относительной атомной массе, умноженной на а.е.м.

Относительная молекулярная масса (M_r) - безразмерная величина, показывающая, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше ¹/₁₂ массы атома углерода ¹²C.

Количество вещества, моль.  Означает определенное число структурных элементов (молекул, атомов, ионов). Обозначается n, измеряется в моль.  Моль - количество вещества, содержащее столько же частиц, сколько содержится атомов в 12 г углерода. 

Молярная масса показывает массу 1 моля вещества (обозначается M). M = m / n 

Закон сохранения массы веществ

(М.В.Ломоносов, 1748 г.; А.Лавуазье, 1789 г.) 

Масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции.

В начале 20 века формулировка закона сохранения массы подверглась  пересмотру в связи с появлением теории относительности (А.Эйнштейн, 1905 г.), согласно которой масса тела зависит от его скорости и, следовательно, характеризует не только количество материи, но и ее движение

Составление химических уравнений Включает три этапа: 

 Запись формул веществ, вступивших в реакцию (слева) и продуктов реакции (справа

Подбор коэффициентов для каждого вещества так, чтобы количество атомов каждого элемента в левой и правой части уравнения было одинаково:

 Проверка числа атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения.

В реальных химических процессах из-за неполного протекания реакций и потерь масса продуктов обычно меньше теоретически рассчитаной.Выходом реакции (h) называют отношение реальной массы продукта (m_p) к теоретически возможной (m_т), выраженное в долях единицы или в процентах.

 Закон постоянства Впервые сформулировал Ж.Пруст (1808 г): 

Все индивидуальные химические вещества имеют постоянный качественный и количественный состав и определенное химическое строение, независимо от способа получения.

Массовая доля элемента w_(Э) показывает, какую часть составляет масса данного элемента от всей массы вещества: где n - число атомов; A_r(Э) - относительная атомная масса элемента; M_r - относительная молекулярная масса вещества.

Закон кратных отношений 

Если два химических элемента дают несколько соединений, то весовые доли одного и того же элемента в этих соединениях, приходящиеся на одну и ту же весовую долю второго элемента, относятся между собой как небольшие целые числа.

Закон объемных отношений 

"Объемы газов, вступающих в химические реакции, и  объемы газов, образующихся в результате реакции, относятся между собой как небольшие целые числа". 

Следствие. Стехиометрические коэффициенты в  уравнениях химических реакций для молекул газообразных веществ показывают, в каких объемных отношениях реагируют или получаются газообразные вещества.

Закон Авогадро  

В равных объемах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.  Изотопы - разновидности атомов определенного химического элемента, имеющие одинаковый атомный номер, но разные массовые числа. Обладают ядрами с одинаковым числом протонов и различным числом нейтронов, имеют одинаковое строение электронных оболочек и занимают одно и то же место в периодической системе химических элементов.

Радиоактивность - самопроизвольное превращение неустойчивого изотопа одного химического элемента в изотоп другого элемента, сопровождающееся испусканием элементарных частиц или ядер (например, α- частиц).

Самопроизвольный распад ядер описывается уравнением: m_t = m₀ • (1/2)^t / т

Ядерные реакции - превращения ядер, происходящие при их столкновении друг с другом или с элементарными частицами.

2. Основные понятия термодинамики (система, фаза, теплота, работа).

Химическая термодинамика изучает превращения одних видов энергии в другие при протекании химических и физических процессов. Объектом химической термодинамики является система — вещество или группа взаимодействующих веществ, обособленных от окружающей среды реальной или воображаемой границей.

Фаза - часть системы, однородная по составу и свойствам в каждой точке пространства и отделённая от других частей системы границей раздела. (напр. воздух)

Теплота - мера энергии, передаваемая от одного тела к другому за счёт разницы в температур. Переноса вещества не происходит.

1) Первый способ передачи энергии при непосредственном контакте тел, имеющих различную температуру, путем обмена кинетической энергии между молекулами соприкасающихся тел (или лучистым переносом при помощи электромагнитных волн). Энергия передается от более нагретого тела к менее нагретому.

2) Второй способ передачи энергии связан с наличием силовых полей или внешнего давления. Для передачи энергии этим способом тело должно либо передвигаться в силовом поле, либо изменять свой объем под действием внешнего давления.

Работа - мера энергии, передаваемая от одного тела к другому за счёт перемещения масс за счёт действия сил.

Теплота и работа [Дж] или [кДж].

В любом процессесоблюдается закон сохранения энергии:

Q = (дельта)U + A = (дельта)U + P * (дельта)V

Теплота, подведённая к системе, расходуется на изменение U и на совершение работы против внешних сил.

Основная работа в химической реакции - работа расширения газа:

A = P * (дельта)V

(дельта)U = (дельта)H - (дельта)V * R * T - изменение внутренней энергии в ходе химической реакции.

(дельта)Hх.р. < 0 - экзотермическая (тепло выделяется);

(дельта)Hx.p. > 0 - эндотермическая (поглощение тепла).

3. Типы термодинамических систем. Термодинамическая система- совокупность макроскопич. Тел, к-рые могут взаимодействовать между собой и внеш. Средой - обмениваться с ними энергией и веществом.

Т. с. находится в равновесии, если параметры системы с течением времени не меняются и в системе нет каких-либо стационарных потоков (теплоты, вещества и др.). Для равновесных Т. с. вводится понятие температуры как параметра состояния, имеющего одинаковое значение для всех макроскопич. частей системы. Число независимых параметров состояния равно числу степеней свободы Т. с., остальные параметры могут быть выражены через независимые с помощью уравнения состояния.

По способу передачи энергии, вещества и информации между рассматриваемой системы и окружающей средой термодинамические системы классифицируются: Замкнутая термодинамическая система — изолированная термодинамическая система, для которой невозможен обмен с внешней средой путём совершения работы. Есть обмен только с энергией. Открытая система - это система, которая обменивается и энергией, и веществом, и информацией.

Изолированная система (замкнутая система) — термодинамическая система, которая не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией. изолированная система постепенно приходит в состояние термодинамического равновесия, из которого самопроизвольно выйти не может.

4. Параметры и функции состояния систем.

Свойства термодинамической системы можно охарактеризовать с помощью функций состояния системы, называются характеристиками

(параметрами): внутренняя энергия U, свободная энергия Гиббса G, свободная энергия Гельмгольца F.

Термодинамические функции состояния не зависят от пути процесса (или способа достижения конечного состояния).

Функции зависят от колличества вещества. Их значения относят к 1 моль вещества.

Функция состояния в термодинамике — функция независимых параметров, определяющих равновесное состояние термодинамической

системы; не зависит от пути (характера процесса), следуя которому система пришла в рассматриваемое равновесное состояние

(т.е. не зависит от предыстории системы); к функциям состояния относят, в частности, характеристические функции системы:

1) внутренняя энергия;

2) энтропия;

3) энтальпия и др.

5. Первый закон термодинамики, внутренняя энергия и энтальпия. Стандартные энтальпии образования простых и сложных веществ.

Первый закон термодинамики (закон сохранения энергии для тепловых процессов) определяет количественное соотношение между изменением внутренней энергии системы дельта U, количеством теплоты Q, подведенным к ней, и суммарной работой внешних сил A, действующих на систему. Первый закон термодинамики - количество теплоты, подведенное к системе, идет на изменение ее внутренней энергии и на совершение системой работы над внешними телами: Q=(дельта)U+A. Внутренней энергией U называется энергия системы, зависящая только от ее термодинамического состоянии. Для системы, нe подверженной действию внешних сил и находящейся в состоянии макроскопического покоя, внутренняя энергия представляет собой полную энергию системы. Энтальпией H (теплосодержанием, тепловой функцией) называется функция состояния термодинамической системы, равная сумме ее внутренней энергии и произведения давления на объем системы, выраженного в тех же единицах: H = U + pV. Энтальпия идеального газа зависит только от его абсолютной температуры и пропорциональна массе газа. Обычно в расчетах используют стандартные энтальпии образования. СТАНДАРТНАЯ ЭНТАЛЬПИЯ ОБРАЗОВАНИЯ DfH°(298 K) это тепловой эффект образования 1 моль сложного вещества из простых веществ при стандартных условиях (T = 298,15 K). Стандартные энтальпии образования простых веществ, устойчивых в стандартных условиях (газообразный O2, кристаллический I2 и т.д.) принимают равными нулю.