Энтальпия.

Величина равная (E+PV) , часто встречается в термодинамических расчетах процессов, происходящих в системах при постоянном давлении; её обозначают через Н и называют энтальпией и иногда теплосодержанием.

Таким образом,

где Е - внутренняя энергия системы;

Р - давление в системе;

V - объем.

Из определения энтальпии следует, что она, подобно энергии, является функцией состояния системы, так как она выражена через энергию (функцию состояния) и переменные состояния P и V. Следовательно, изменение энтальпии для любого термодинамического цикла (циклического процесса) равно нулю.

Если процесс не циклический, то при постоянном давлении изменение энтальпии системы равно полученной ею (системой) теплоте.

Энтропия.

Понятие энтропии впервые было введено Клаузиусом как мера необратимого рассеяния энергии. Для обратимых (квазиравновесных) процессов оно было определено так:

,

где ΔS — изменение энтропии, ΔQ — изменение теплоты, T — абсолютная термодинамическая температура.

В дифференциальной форме энтропия представляется как:

и, в отличие от первого, оно применимо не только к изотермическим процессам.

Интегральная форма энтропии для обратимых (квазиравновесных) процессов имеет вид:

,

где S_A и S_B — энтропия начального (A) и конечного (B) состояния соответственно.

Несмотря на то, что энтропия выражается через процессы, она является функцией состояния, то есть каждому состоянию соответствует определённое её значение. Однако, как видно из формул, она определена с точностью до константы, и выбор состояния с нулевым значением условен. Основываясь на третьем начале термодинамики, за нулевое значение энтропии принимают таковое у системы с температурой, равной абсолютному нулю.

Для необратимых процессов выполняется неравенство (следующее из неравенства Клаузиуса):

,

из которого следует закон неубывания энтропии.

17) Ио́нноепроизведе́ниеводы́ — произведение концентраций ионов водорода Н⁺ и ионов гидроксила OH⁻ в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды.

Вывод значения ионного произведения воды

Вода, хотя и является слабым электролитом, в небольшой степени диссоциирует:

Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле:

где:

[H⁺] — концентрация ионов гидроксония (протонов);[OH⁻] — концентрация гидроксид-ионов;

[H₂O] — концентрация воды (в молекулярной форме) в воде;

Концентрация воды в воде, учитывая её малую степень диссоциации, величина практически постоянная и составляет (1000 г/л)/(18 г/моль) = 55,56 моль/л.

При 25 °C константа диссоциации воды равна 1,8·10⁻¹⁶моль/л. Уравнение (1) можно переписать как:

Обозначим произведение K·[H₂O] = K_в = 1,8·10⁻¹⁶ моль/л·55,56 моль/л = 10⁻¹⁴моль²/л² = [H⁺]·[OH⁻] (при 25 °C).

Константа K_в, равная произведению концентраций протонов и гидроксид-ионов, называется ионным произведением воды. Она является постоянной не только для чистой воды, но также и для разбавленных водных растворов веществ. C повышением температуры диссоциация воды увеличивается, следовательно, растёт и K_в, при понижении температуры — наоборот.

Водоро́дныйпоказа́тель, pH— мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентнаконцентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифмактивности водородных ионов, выраженной в молях на один литр:

Для измерения pHсуществуют различные методы. Приближенно реакцию раствора можно определить с помощью специальных реактивов, называемых индикаторами, окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода.

Иониза́ция — эндотермический процесс образования ионов из нейтральных атомов или молекул.

Кислотно-щелочной индикатор -  представляет собой вещество, которое изменяет свой цвет в зависимости от концентрации или активности ионов водорода в растворе, в котором оно находится. Кислотно-щелочные индикаторы в подавляющем большинстве являются красителями или другими органическими соединениями, молекулы которых претерпевают структурные изменения в зависимости от реакции среды. 

8) Химическая связь — это взаимодействие атомов, обуславливающее устойчивость молекулы или кристалла как целого. Химическая связь определяется взаимодействием между заряженными частицами (ядрами и электронами). Основные характеристики химической связи — прочность, длина, полярность. Виды химической связи: ковалентная, ионная, металлическая, водородная.

Ковалентная связь — химическая связь, образованная перекрытием пары валентных электронных облаков. Обеспечивающие связь электронные облака (электроны) называются общей электронной парой.

Различают два механизма образования ковалентной связи: ОБМЕННЫЙ МЕХАНИЗМ -каждый из атомов для образования общ. электр. пары предоставляет по одному электрону: А· + ·В=А : В

ДOНОРНО-АКЦЕПТОРНЫЙ МЕХАНИЗМ - образование связи происходит за счет пары электронов атома-донора и вакантной орбитали атома-акцептора: А:^донор + В^{акцептор}= А : В

Свойства КС:

Направленность-электр облака в пространстве взаимно ориентируются,они распологаются на расстоянии макс отталкивания друг от друга

Насыщаемость – способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Количество связей, образуемых атомом, ограничено числом его внешних атомных орбиталей.

Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. По этому признаку ковалентные связи подразделяются на неполярные и полярные. Если соединение образуется между двумя различными неметаллами, то такое соединение называется ковалентной полярной связью. Если соединение образуется м/у двумя одинаковыми неметаллами, то связь ковалентно-неполярна

Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов. Электроны тем подвижнее, чем дальше они находятся от ядер.

Полярность и поляризуемость ковалентных связей определяют реакционную способность молекул по отношению к полярным реагентам.

Энергия химической связи, равна работе, которую необходимо затратить, чтобы разделить молекулу на две части (атомы, группы атомов) и удалить их друг от друга на бесконечное расстояние. Величина энергии химической связи зависит от начальной энергии молекулы. Энергия химической связи — важная характеристика, определяющая реакционную способность вещества и использующаяся при термодинамических и кинетических расчетах химических реакций.

Длина химической связи — расстояние между ядрами химически связанных атомов. Длина химической связи — важная физическая величина, определяющая геометрические размеры химической связи, её протяжённость в пространстве.

Гибридизация орбиталей — это смешение ат. орбиталей различного типа, в результате которого образуются одинаковые по форме и энергии гибридные атомные орбитали.

Водородная связь-осуществляется в молекулах в которых атом водорода связан с сильно электроотрецательным элементом (F,O,N). Менее прочная,чем ковалентная связь.Можеть быть межмолек-й и внутримолек-й

Межмолекулярное взаимодействие— взаимодействие между молекулами и/или атомами, не приводящее к образованию химических связей. От межмолекулярного взаимодействия зависят мн. структурные, спектральные, термодинамич., теплофиз. и др. св-ва в-