1.ФУНДАМЕНТАЛЬНІ ЗАКОНИ ХІМІї. Закони хімії — це знання, що відображають об'єктивні закони природи з певною точністю, а тому їх розглядають в історичному розвитку. Закони не є абсолютно загальними, вони залежать від конкретних умов і рівня розвитку матерії. Якщо умови змінюються, то змінюються і характер законів, і межі їхньої дії. Отже, закони природи, як і окремі закономірності, треба застосовувати в межах явищ, для яких ці закони й закономірності виведені.Фундаментальними вважають принцип незнищуваності матерії та руху, закони збереження маси й енергії, кількості руху та електричного заряду, періодичності розвитку. Ці закони є науко­во-теоретичною базою розкриття та кількісного відображення при-чинно-наслідкових зв'язків хімічної форми руху. Вони здійснюють­ся в будь-яких умовах та межах і не можуть бути виведені з інших законів.Вираженням принципу незнищуваності матерії та руху є закон збереження маси й енергії, суть якого зводиться до того, щосумарні маса та енергія речовин, які вступили в реакцію, завжди дорівнюють сумарним масі та енергії продуктів реакції.М. В. Ломоносов (1748), по суті, сформулював загальний, універсальний закон природи, проте в навчальній літературі кожну з двох частин закону часто розглядають окремо. Хімія здебільшого має справу з законом збереження маси речовини, а фізика — з законом збере­ження енергії.Закон збереження маси виведено після експериментів А. Л. Лавуазьє (1789): маса речовин, що вступили в реакцію, дорівнює масі речовин, що утворилися внаслідок реакції. Сьо­годні дехто вважає цей закон неточним, оскільки він не враховує залежності маси від енергетичних ефектів при хімічних реакціях. Дійсно, якщо реагуючу систему не ізолювати, то маса буде вино­ситися з енергією в навколишнє середовище. Для цих умов закон можна вважати приблизним. Але ця втрата маси настільки мала, що її не завжди можна визначити звичайними методами зважу­вання. І тому для хімічних процесів (не ядерних!) маса реагуючих речовин залишається практично незмінною, тобто закон є точним, якщо врахувати межі його застосування. Для цього випадку запро­поноване таке формулювання закону: загальна маса всіх мате­ріальних об'єктів певної ізольованої системи кількісно зали­шається сталою при будь-яких процесах, що відбуваються в цій системі.Закон збереження та перетворення енергії (Майєр, 1842) формулюється так: енергія не створюється з нічого і не зникає безслідно, а лише перетворюється з однієї форми в іншу в еквівалентних кількостях.Лебедєв (1899) експериментально довів, що світло здатне чинити тиск і його можна розглядати як один з видів матерії. Подібні досліди наштовхнули Ейнштейна на думку, що між масою тіла та його енергією існує зв'язок.

2. Хімічним еквівалентом речовини називають умовну або реальну частинку цієї речовини, яка в даній кислотно-основній реакції рівноцінна іонові Гідрогену або в даній окисно-відновній реакції - одному електрону. Фактор еквівалентності оберненно пропорційний еквівалентному числу f_екв = 1/z. Еквівалентне число елемента в сполуках дорівнює його валентності.  Для речовин z визначається в кожній конкретній реакції окремо. В обмінних реакціях z дорівнює сумарній кількості іонів, які обмінює з даною речовиною інший реагент, в окисно-відновних - кількості електронів, які приймає окисник або віддає відновник. Крім еквівалента речовини застосовують поняття молярної маси еквівалента речовини E_m - маси 1 моля еквівалентів цієї речовини, яка дорівнює добутку фактора еквівалентності на її молярну масу E_m = f_екв · M. Кількість еквівалентів речовини - це відношення маси речовини до молярної маси еквівалентів цієї речовини:

ν_екв = m/E_екв

3.Оборотні на необоротні реакції. Закони діючих мас. Необоротні реакції відбуваються до кінця – поки не буде повністю використаний один з реагентів.Оборотні реакції ніколи не відбуваються до кінця, тому що жоден з реагентів не витрачається повністю в ході реакції і продукти реакції за певних умов можуть перетворюватись у реагенти. Реакція, що відбувається з ліва на право називається прямою, а справа на ліво – зворотною. У загальному випадку для оборотної реакції. aA + bB + … ↔ pP + qQ +

1) У хімічній термодинаміці: для реакції ∑iνiAi=0, де Ai — символи хімічних речовин, що беруть участь у реакції, νi — стехіометричні коефіцієнти, концентрації (активності) реагентів ci у стані хімічної рівноваги задовольняють залежність. ∏icνii=Kc(P,T), де Kc — константа хімічної рівноваги. Наприклад, при хімічній реакції з вихідними реагентами A та B і продуктами реакції С та D, формула якої має вигляд A + B = C + D, закон діючих мас записується: cAcBcCcD=Kc. 2) У хімічній кінетиці: швидкість елементарної гомогенної реакції, для якої молекулярність збігається з порядком, при сталій температурі є прямопропорційною добуткові концентрацій реактантів у степенях, що дорівнюють стехіометричним коефіцієнтам речовин у рівнянні реакції: R=γ∏cνii, де γ - коефіцієнт пропорційності. Закон діючих мас встановили Като Максиміліан Гульдберґ і Петер Вааґе в 1860-1870 роках.

4.Вплив температури на шв хім реакції. Швидкість хімічної реакції залежить від природи речовин, що реагують, і умов перебігу реакції: концентрації с, температури t, наявності каталізаторів, а також від деяких інших факторів (наприклад, від тиску — для газових реакцій, від ступеня подрібнення — для твердих речовин, від радіоактивного опромінення).Вплив концентрацій реагуючих речовин. Щоб здійснилася хімічна взаємодія речовин А і В, їх молекули (частинки) повинні зіткнутися. Чим більше зіткнень, тим швидше відбувається реакція. А число зіткнень тим більше, чим вища концентрація речовин, що реагують. Звідси на основі обширного експериментального матеріалу сформульовано основний закон хімічної кінетики, що встановлює залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин:швидкість хімічної реакції пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин.Для реакції (I) цей закон виразиться рівнянням: v = kc_Ac_B, де с_A і с_B — концентрації речовин А і В, моль/л; k — коефіцієнт пропорційності, що називається константою швидкості реакції. Основний закон хімічної кінетики часто називають законом діючих мас. Вплив температури. Залежність швидкості реакції від температури визначається правилом Вант-Гоффа:з підвищенням температури на кожні 10°С швидкість більшості реакцій зростає в 2—4 рази.Математично ця залежність виражається співвідношенням: Правило Вант-Гоффа наближене і застосовується лише для орієнтовної оцінки впливу температури на швидкість реакції. Температура впливає на швидкість хімічної реакції, збільшуючи константу швидкості

5.Константа хімічної рівноваги. У ході реакції рівноваги первинна концентрація початкових речовин постійно зменшується. Внаслідок цього знижується і швидкість прямої реакції.

Одночасно постійно підвищується концентрація продуктів реакції. Внаслідок цього підвищується швидкість зворотної реакції.

Для бімолекулярної реакції типу   можна скласти наступні вирази швидкості прямої та зворотної реакції:

Коли швидкості обох реакцій стануть однаковими, встановлюється хімічна рівновага, при якій кількість продукту реакції і початкової речовини не змінюється.

Відношення k_прям./k_зв. замінює нова константа. Звідси:

Цю константу К називають константою рівноваги. Для будь-якої реакції типу. аА + bВ +...   rR + sS +...константу записують на основі закону діючих мас.

 

Стан рівноваги. Стан рівноваги — і, відповідно, константа рівноваги — визначається температурою, за якої відбувається реакція.

♦ Якщо константа рівноваги дуже велиш, то рівновага практично повністю зміщена в бік утворення продуктів реакції.

♦ Якщо константа рівноваги дуже мала, то рівновага практично повністю зміщена в бік початкових речовин.

Запам’ятайте: власне, більшість хімічних реакцій — реакції рівноваги.

Приклад. При згоранні водню практично на 100 % утворюється водяна пара, оскільки константа рівноваги для реакції 2H₂ + O₂   2 Н₂O при 25 °С має значення

Завдяки дії принципу Ле Шательє, в біосфері здійснюється біологічне регулювання концентрації речовин. Іншими словами, підтримуючи певний хімічний склад навколишнього середовища, біота реалізує принцип Ле Шательє, направлено змінюючи співвідношення між синтезом і розкладанням органічних речовин, порушене у випадку збурення навколишнього середовища. Це підтверджується тим, що глобальні середньорічні потоки синтезу і розкладання органічних речовин компенсують один одного з відносною точністю до сотих відсотка. Звідси випливає фундаментальний висновок, що компенсація порушень у навколишньому середовищі може проводитися тільки незбуреною або слабо збуреною біотою    Збої в дії принципу Ле Шательє-Брауна, спотворення в процесі біогенної міграції атомів у зв'язку зі зміною глобальної біоти, порушення в багатьох інших фундаментальних закономірностях функціонування екосистем планети вказують на те, що хронічна деструкція планетарних систем життєзабезпечення набула загрозливих для існування людей масштабів.Одночасно спостерігаються ознаки гострої дисфункції планетарних систем і природно-ресурсного потенціалу: виснаження природних ресурсів і умов життя людей; глобальне хімічне забруднення і засмічення суші, моря, онтинентальних і підземних вод, найближчого космосу, в тому числі складними органічними сполуками та важкими металами; геофізичне зміна середовища життя - зміна клімату і т.п.; радіоактивне забруднення поверхні Землі; ослаблення озонового екрану і озонові «дірки»; кислотні опади як результат хімічного забруднення; вторинне забруднення в результаті спонтанних хімічних реакцій; обезліснення планети; деградація грунтів; опустелювання суші і акваторій ; знищення видів, яка набирає форму каскадного процесу; виникнення нових і проникнення небезпечних біологічних форм, які існували, в вивільнювані і виникаючі екологічні ніші; зсув екологічної рівноваги з формуванням нових екосистем; погіршення артеприродного і квазіприродного середовища, що веде до психологічної втоми, хвороб, стресу і т.п.

6.Теплові ефекти реакції. Тепловий ефект хімічної реакции.У кожному речовині запасено певну кількість енергії. З цією властивістю речовин ми бачимо за сніданком, обідом чи вечерею, оскільки продуктів харчування дозволяють нашому організму використати енергію найрізноманітніших хімічних сполук, які у їжі. У організмі цю енергію перетворюється на рух, роботу, йде підтримку постійної (і досить високою!) температури тела. Однією з найбільш відомих учених, що працюють у області термохимии, є Бертло. Бертло- професор хімії Вищої фармацевтичної школи Парижі (1859г). Міністр освіти і закордонних дел.Починаючи з 1865 Бертло активно займався термохимией, провів великі калориметричні дослідження, що призвели, зокрема, до винаходу " калориметрической бомби " (1881); йому належать поняття " экзотермической " і " эндотермической " реакцій. Бертло отримані великі даних про теплових ефекти величезної кількості реакцій, швидше про теплоту розкладу і освіти багатьох веществ. Бертло досліджував дію вибухових речовин: температуру вибуху, швидкості згоряння поширення вибуховий хвилі і др. Енергія хімічних сполук зосереджена головним чином хімічних зв'язках. Щоб зруйнувати зв'язок між двома атомами, потрібно затратити енергію. Коли хімічна зв'язок утворюється, енергія выделяется.Будь-яка хімічна реакція залежить від розриві одних хімічних зв'язків й освіті других. Коли результаті хімічної реакції при освіті нових зв'язків виділяється енергії більше, ніж знадобилося для руйнації " старих " зв'язків у вихідних речовинах, то надлишок енергії вивільняється як тепла. Прикладом можуть бути реакції горіння. Наприклад, природного газу (метан CH4) згоряє в кисні повітря з великої кількості теплоти (рис. 1а). Такі реакції є экзотермическими.* Реакції, що проходять із виділенням теплоти, виявляють позитивний парниковий ефект (Q>0, DH. За інших випадках на руйнація зв'язків у вихідних речовинах потрібно енергії більше, що може виділитися при освіті нових зв'язків. Такі реакції відбуваються лише за підводі енергії ззовні й називаються эндотермическими. * Реакції, які тривають від поглинанням теплоти із довкілля (Q0), тобто. з негативним тепловим ефектом, є эндотермическими. Закон Гесса - основний закон термохимии.Тепловий ефект хімічної реакції, що проводиться в ізобарно-ізотермічних або ізохорно-ізотермічних умовах, залежить тільки від виду та стану вихідних речовин і продуктів реакції і не залежить від шляху її протікання.Іншими словами, кількість теплоти, що виділяється або поглинається при будь-якому процесі, завжди одне і те ж, незалежно від того, чи протікає дане хімічне перетворення в одну або в кілька стадій (за умови, що температура, тиск і агрегатні стани речовин однакові) . Наприклад, окислення глюкози в організмі здійснюється за дуже складного багатостадійного механізму, однак сумарний тепловий ефект всіх стадій даного процесу рівний теплоті згоряння глюкози.Закон відкритий російським хіміком Г. І. Гессом в 1840 р; він є окремим випадком першого початку термодинаміки стосовно до хімічних реакцій. Практичне значення закону Гесса полягає в тому, що він дозволяє розраховувати теплові ефекти найрізноманітніших хімічних процесів; для цього зазвичай використовують ряд наслідків з нього.Наслідки з закону ГессаТепловий ефект прямої реакції дорівнює за величиною і протилежний за знаком тепловому ефекту зворотної реакції (закон Лавуазьє - Лапласа).Тепловий ефект хімічної реакції дорівнює різниці сум теплот освіти (ΔHf) продуктів реакції і вихідних речовин, помножених на стехіометричні коефіцієнтиТепловий ефект хімічної реакції дорівнює різниці сум теплот згоряння (ΔHc) вихідних речовин і продуктів реакції, помножених на стехіометричні коефіцієнтиТаким чином, користуючись табличними значеннями теплот освіти або згоряння речовин, можна розрахувати теплоту реакції, не вдаючись до експерименту. Табличні величини теплот освіти і згоряння речовин зазвичай ставляться до т. Зв. стандартних умов. Для розрахунку теплоти процесу, що протікає при інших умовах, необхідно використовувати й інші закони термохимии, наприклад, закон Кирхгофа, що описує залежність теплового ефекту реакції від температури.Якщо початковий і кінцевий стани хімічної реакції (реакцій) збігаються, то її (їх) тепловий ефект дорівнює нулю.

7. Концентрації розчинів.

Розчини належать до дисперсних систем. Розчини-це системи, в яких часточки однієї речовини рівномірно розподілені серед часточок іншої речовини. >100 нм-суспензії та емульсії, 1-100 нм-колоїдні розчини, <1 нм-дійсні (істинні) розчини. Дисперсні системи залежно від розміру дисперсної фази поділяють на суспензії та емульсії. Концентрація розчинів є певна кількість речовини, що міститься в певній кількості розчинника або розчину. Масова частка-відношення маси розчину до маси розчиненої речовини: омега=m розчину/m розч.речовини. Молярна концентрація-відношення кількості речовини в молях до об’єму розчину: См=n/V(моль/дм3). Молярний розчин-розчин, в 1 дм3 якому міститься 1 моль розчиненої речовини. Молярна концентрація еквіваленту (Сн)-відношення кількості речовини еквівалента до об’єму розчина. Нормальний розчин-розчин, в 1 дм3 якому міститься 1 еквівалент розчиненої речовини. Моляльна концентрація-відношення кількості розчиненої речовини до маси розчинника: вх= n/m розчинника(моль/кг). Мольна частка-відношення кількості рочиненої речовини до суми кількостей всіх розчинених речовин. Тит розчину-відношення маси речовини в грамах до об’єму розчину: Т=m/V(г/см3). Зв'язок між титом і молярною концентрацією еквівалента: Т=Сн*Мекв./1000.

8.Розчинність твердих, рідких та газоподібних речовин. Закон Генрі.

Розчинністю речовини називають здатність її розчинятися в тому чи іншому середовищі. Мірою розчинності або коефіцієнтом розчинності служить кількість грамів речовини, яка при даній температурі розчиняється в 100 г води з утворенням насиченого розчину. За розчинністю у воді тверді речовини поділяються на добре розчинні, малорозчинні і практично нерозчинні. Прикладом добре розчинних речовин можуть бути хлорид магнію MgCl, карбонат натрію Na₂CO₃ і нітрат срібла AgNO₃. Добре розчинними називають такі речовини, розчинність яких при звичайній температурі більша 10 г. Малорозчинними називають такі речовини, розчинність яких при звичайній температурі менша 1 г, а практично нерозчинними такі, розчинність яких менша 0,01 г. До практично нерозчинних речовин належать сульфат барію BaSO₄, хлорид срібла AgCl, карбонат кальцію CaCO₃, кварцовий пісок SiO₂. Абсолютно нерозчинних речовин немає. Рідини за їх розчинністю у воді теж поділяють на добре розчинні, малорозчинні і практично нерозчинні Деякі рідини, як спирт і гліцерин, змішуються з водою у будь-яких відношеннях, не утворюючи насичених розчинів. Добре розчинними у воді є також сульфатна H₂SO₄ і нітратна HNO₃ кислоти. Розчинення газів у рідині – процес проникання молекул газів з навколишнього середовища всередину рідини через вільну поверхню. Незважаючи на те, що частина молекул повертається до навколишнього середовища за деякий час рідина набуває стану насиченості (кількість розчиненого газу дорівнює кількості виділеного). При нагріванні розчинність газів у воді різко зменшується, а при збільшенні тиску, навпаки, збільшується. Генрі закон -положення, згідно з яким при постійній температурі розчинність газу в даній рідині прямо пропорційна тиску цього газу над розчином. Він добре дотримується лише для ідеальних розчинів і застосовний лише в області невисокого тиску, набуваючи при цьому характеру граничного закону. Закон Генрі – маса m газу, розчиненого в рідині даного об'єму, при сталій температурі