Основные понятия и законы химии.

1. Степень окисления элемента в сложном веществе.

Степень окисления - заряд элемента, вычисленный исходя из предположения, что соединение состоит только из ионов. Сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю.

2. Формульная единица ФЕ.

Формульные единицы (ФЕ) – это реально существующие частицы, представляющие собой электроны, атомы, молекулы, ионы, катионы, анионы, условные молекулы.

3. Количество вещества.

Количество вещества (В) – физическая величина, указывающая на число формульных единиц ещества относительно постоянной Авогадро (постоянная Авогадро – число атомов, содержащихся в 12 г углерода (С)).

4. Молярная масса, молярный объем.

Молярная масса – масса моля ФЕ вещества.

Молярный объем – отношение объема, занимаемого веществом, к его количеству (при н.у. V=22,4 л).

5. Эквиваленты вещества, число эквивалентности.

Эквивалентом называют условные частицы вещества в целое число раз меньшие, чем соответствующие им формульные единицы ФЕ.

Число эквивалентности – показывает, какому числу атомов водорода (H) или какому числу электронов равносильна одна ФЕ вещества в данной реакции.

6. Определение числа эквивалентности веществ, не принимающих участия в реакциях.

Кислоты: по количеству атомов водорода (H).

Основания: по количеству гидроксо – групп (OH).

Соли: |(С.О. кислотного остатка)*(количество молекул кислотных остатков)|.

Оксиды: |-2*(количество молекул кислорода)|.

Число Z в соединении = С.О. элемента.

Вещество	ФЕ	Z(В)	М(В), г/моль	Мэк(В), г/моль-эк	(В), л/моль-эк
Водород	H2	2	2	1	11,2
Кислород	O2	4	32	8	5,6

7. Определение числа эквивалентности в обменных и окислительно – восстановительных реакциях.

В окислительно-восстановительных реакциях имеет место изменение степеней окисления атомов в результате отдачи или принятия электронов. В таких реакциях Z(В) определяют по числу отданных электронов одной формульной единицей восстановителя или принятых электронов одной формульной единицей окислителя.

.

В реакциях обмена степени окисления атомов не изменяются и каждый из ионов сохраняет свой заряд. В таких реакциях происходит замещение одних ионов на другие. В обменных реакциях эквивалентное число по величине равно суммарному заряду замещающихся (обменивающихся) ионов в одной формульной единице данного вещества.

H₃PO₄ + 2KOH = K₂HPO₄ + 2H₂O.

8. Количество вещества эквивалентов, молярная масса и молярный объем эквивалентов газообразного вещества.

количество вещества эквивалентов, моль-эк.

n_эк(В) = n(В) · Z(В), количество вещества эквиваленгов, моль-эк.

количество вещества эквивалентов газообразных веществ, моль-эк.

, молярная масса эквивалентов вещества, г/моль-эк. n(B) = V^О(B)/ 22,4 ???

объем, который занимает один моль эквивалентов газообразного вещества при данных условиях, л/моль-эк.

9. Закон эквивалентов.

Закон эквивалентов - все вещества реагируют и образуются в эквивалентных количествах.

n_эк(A) = n_эк(B) = n_эк(C) = n_эк(D).

, . V⁰_M=V⁰=22,4 (1 моль любого газа при н.у занимает 22.4).

Основы химической термодинамики.

1, 2. Термодинамическая система, окружающая среда, характер взаимодействия между ними.

Термодинамическая система – группа тел, тело или часть пространства, реально или мысленно отделанная от всей окружающей среды, состоит из огромного числа частиц.

Окружающая среда – все то, что окружает термодинамическую систему.

Виды систем:

1. Изолированная (критерий – dS⁰_r) – не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией.

2. Закрытая (критерий – dG⁰_r) – обменивается с окружающей средой только энергией.

3. Открытая – обменивается с окружающей средой энегией и веществом.

Состояние системы – совокупность всех химических и физических свойств.

Параметры состояния системы – это параметры, которые служат для описания состояния системы (p – давление (Па), T – температура (К), V – объем (л), n(В) – количество вещества (моль)).

3. Функции состояния системы.

Функции состояния системы – параметры, которые используют для описания изменений, которые происходят в системе (U – внутренняя энергия, H – энтальпия, S – энтропия, G – энергия Гиббса).

3. Внутренняя энергия системы.

Внутренняя энергия (Дж) – запас энергии системы, которая складывается из E_k и E_p взаимодействия всех частиц (атомы, молекулы).

3. Теплота и работа.

Теплота (Q, Дж) – форма передачи энергии за счет беспорядочного движения частиц от более нагретого к менее нагретому телу, при этом не происходит переноса вещества от одной системы к другой.

Работа (W, Дж) – форма передачи энергии от одной системы к другой за счет перемещения вещества в определенном направлении под действием силы.

3. Первый закон термодинамики.

I_зТД (для закрытых систем) – теплота (Q), подведенная к системе, расходуется на увеличение ее внутренней энергии (dU) и на совершение системой работы (W) над окружающей средой.

Q=dU + W.

3. Энтальпия системы.

Энтальпия (H) – характеризует энергетическое состояние вещества, но включает энергию, затрачиваемую на преодоление внешнего давления, т.е. работу расширения, dH характеризует стремление системы к порядку.

3. Тепловой эффект химической реакции. Закон Гесса.

Тепловой эффект химической реакции – это количество теплоты, которое выделяется или поглощается в результате реакции и всегда относится к тому числу молей, которые указаны в уравнении реакции.

Закон Гесса – основной закон термохимии: при p = const тепловой эффект химической реакции не зависит от пути протекания реакции и определяется только природой и агрегатным состоянием реагентов и продуктов реакции и всегда относится к тому числу молей, которые указаны в уравнении реакции.

3. Энтальпия образования химического элемента.

Энтальпия образования химического соединения (dH_f, kДж/моль) – изменение энтальпии при образовании 1 моля сложного вещества из простых.

3. Расчет тепловых эффектов химических реакций. Следствие закона Гесса.