1. Понятие энтропии. Второе и третье начало термодинамики.
Второй закон термодинамики. Энтропия как мера упорядоченности.
Любая термодинамическая система обладает не только определенным запасом внутренней энергии, но и характеризуется определенной степенью упорядоченности.
Второй термодинамической функцией состояния является энтропия – функция, ответственная за неупорядоченность состояния данной химической системы: чем большей хаотичностью и беспорядком (т.е. большей неупорядоченностью) характеризуется данная система, тем больше величина энтропии. Энтропия обозначается латинской буквой S и измеряется в Дж/K. Это значит, что любая изолированная система, представленная самой себе, самопроизвольно изменяется в направлении максимальной хаотичности своего состояния.
Второй закон термодинамики
Этот закон утверждает, что все самопроизвольно протекающие процессы обязательно сопровождаются увеличением суммарной энтропии системы и ее окружения. Второй закон термодинамики, возможно, является одним из наиболее общих положений всей науки в целом. Существует много различных формулировок этого закона. Но главная мысль всех этих формулировок заключается в том, что в любой изолированной системе с течением времени происходит постоянное возрастание степени беспорядка, т.е. энтропии.
Третий закон термодинамике утверждает, что энтропия идеального ионного кристалла при температуре абсолютного нуля (0 К) равна нулю.
2. Хлорокислородные кислоты.
Хлор образует ряд кислородных кислот —
HClO - хлорноватистую ,
HClO2 - хлористую,
HClO3 - хлорноватую
и HClO4 - хлорную.
Эти кислоты и их соли — гипохлориты, хлориты, хлораты и перхлораты— являются сильными окислителями.
Активность кислородных кислот хлора возрастает от хлорноватистой к хлорной кислоте. Окислительная их активность увеличивается в обратном порядке — от хлорной к хлорноватистой, которая является наименее устойчивой.
Известно, что кислородные соединения хлора, в особенности его оксиды, неустойчивы и легко разлагаются.
Большое применение имеют кислородные соединения хлора, благодаря окисляющим и отбеливающим способностям.
Из солей кислородсодержащих кислот широко известны бертолетова соль (хлорат калия) KClO3 и хлорная («белильная») известь.
3. ОВР. S + NaOH
3 S + 6 NaOH = 2 Na2S + Na2SO3 + 3 H20 Рекреация диспропорционирования, то есть один и тот же элемент одновременно и и окисляется, и восстанавливается. S + 2e- = S-- | *2 S + 6 OH- - 4e- = SO3-- +3 H2O | *1
S + NaOH → Na2SO3 + Na2S.
--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------
Константа равновесия и влияние внешних факторов
Все химические процессы делятся на два типа: обратимые и необратимые. Обратимые реакции в одних и тех же условиях идут в двух противоположных направлениях (-), а необратимые - в одном (>). К необратимым относятся реакции, сопровождающиеся выделением газа, образованием осадка, или малодиссоциирующих веществ (например, воды), устойчивых комплексов, а также очень большим выделением тепла. Большинство реакций являются обратимыми. Например,
H2(г) + I2(г) - 2HI(г). (3)
Реакцию, идущую справа налево (в данном случае - образование HI), принято считать прямой, а реакцию, идущую слева направо (в данном случае - разложение HI) - обратной.
Химическое равновесие - это такое состояние обратимой реакции, при котором скорости прямой и обратной реакции равны: Vпр = Vобр
Константа химического равновесия — характеристика химической реакции, по значению которой можно судить о направлении процесса при исходном соотношении концентраций реагирующих веществ, о максимально возможном выходе продукта реакции при тех или иных условиях.
Отношение двух постоянных величин есть величина постоянная, и называется она константой химического равновесия:
(6.5)
Константа равновесия показывает во сколько раз скорость прямой реакции больше или меньше скорости обратной реакции.
Константа равновесия – это отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции, взятых в степени их стехиометрических коэффициентов к произведению равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степени их стехиометрических коэффициентов.
Величина константы равновесия зависит от природы реагирующих веществ и температуры, и не зависит от концентрации в момент равновесия, поскольку их отношение – всегда величина постоянная, численно равная константе равновесия. Если гомогенная реакция идет между веществами в растворе, то константа равновесия обозначается KС, а если между газами, то KР.
Константа равновесия зависит от природы реагирующих веществ, но не зависит от присутствия катализатора, так как он в равной степени ускоряет как прямую, так и обратную реакции.
Понятие электролита сильные и слабые
Электролиты - это вещества, которые проводят электрический ток, в следствии диссоциации на ионы, которая проходит в растворах или расплавах. К электролитам относится большинство кислот, оснований и солей. Попав в полярный растворитель они диссоциируют на ионы, это вызывает взаимодействие ионов вещества, молекул растворителя. И после этого это считается электролитом, и может проводить электрический ток.
Сильные электролиты это вещества, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы. Как правило, к сильным электролитам относятся вещества с ионными или сильно полярными связями: все хорошо растворимые соли, сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4,HNO3) и сильные основания (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2,Sr(OH)2,Ca(OH)2). Слабые электролиты - вещества, частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе. К слабым электролитам относятся: 1) почти все органические кислоты (CH3COOH, C2H5COOH и др.) ; 2) некоторые неорганические кислоты (H2CO3, H2S и др.) ; 3) почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH); 4) вода. Они плохо (или почти не проводят) электрический ток.
--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------