himia_shpora_mini

1. Основные газовые законы. Определение молекулярных масс газообразных веществ.

К осн. газовому з. относится уравнение состояния газа (уравнение Менделеева-Клапейрона):

Газ, который подчиняется этому закону, называется идеальным.

Закон Авогадро.

В равных V-ах всех газов при одинаковых давлении и температуре содержится одинаковое число молекул.

Следствие1: одинаковое число молекул различных газов при одинаковых усл-х занимают одинаковый объем

В одном моле содержится При норм.усл. моль газа занимает 22,4 л.Универсальный газовый з.

Для опр.отн.молекулярной массы в-ва обычно находят численно =ую ей мольную массу в-ва.

Единица молекулярной массы - 1/12 часть массы молекулы углерода, условно принятой равной 12.

Масса газообразных веществ опр.по з.Авогадро и уравнению Менделеева-Клапейрона.

2. Основные стехиометрические законы.

1. З.постоянства состава: в-во имеет постоянный состав независимо от способа его получения.

Пример. 2H2+O2=2H2O и 4NH3+3O2=6H2O+2N.

2. З.эквивалентов: в-ва вступают в хим. взаимодействие и замещают друг друга в соед.в весовых количествах пропорциональным хим. эквивалентам этих веществ.Хим.эквивалент - такое весовое кол-во в-ва, которое реагирует с 1.008 весовых частей H2 или 8 в.ч. О2.

3. З. простых кратных отношений: если два элемента образуют несколько соединений, то на одно и тоже весовое кол-во одного элемента приходится такие весовые кол-ва другого элемента, которые относятся между собой, как простые целые числа.Пример: H₂0/H₂O₂ , CO/CO₂, N₂O/NO/N₂O₃/NO₂/N₂O₄/N₂O_5.

4. З. сохранения массы и энергии: в изолированной сист. сумма m-c и E-й постоянна.

5. З. Авогадро: в равных объемах всех газов при одинаковых давлении и температуре содержится одинаковое число молекул.

В одном моле содержится

3.З.хим.экв-ов.

Эквивалент – реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять или быть каким-либо другим способом эквивалентна одному иону водорода в ионнообменных реакциях или одному электрону в ОВР.

Пример.

Эквивалентная масса элемента - это масса 1 эквивалента элемента.

Эквивалентная масса вещества - это масса 1 эквивалента вещества.

Другими словами, эквивалентная масса кислоты равна ее молярной массе, деленной на основность кислоты.

Пример.

Закон химических эквивалентов. Массы реаг.вещ-в пропорциональны их экв.массам.

4. Волновые свойства электрона. Квантовые числа,s-, p-,d-,f-состояния электронов. Электронные орбитали.

Атомные частицы обладают одновременно и корпускулярными, и волновыми св-ми.

Луи де Бройль p=mv длина волны h/mv h-постоянная Планка 6.6 *10³⁴ Дж*с.

Волновые св-ва: дифракция и интерференция.

Корпускулярные св-ва: электрон действует как частица, как единое целое. Движ.–пульсирующее. Сост.любого электрона в атоме может быть охарактеризовано набором 4 квантовых чисел: n, l, m, s.Гл.кв.ч.характеризует общий уровень эн.эл-на. Принимает знач. от 1 до 7 (соотв.буквенным обозначениям: k,l,m,n,o,p,q).Эл-е уровни подразделяются на подуровни. Эл-ны одного и того же подуровня различны по величине момента кол-ва дв-я mvr ( r – радиус орбиты).Число подуровней=числу уровн(макс.ч.подуровней–4).Побочное (орбитальное)кв.число хар-ет энергетич.сост. электрона на подуровне (l=n-1).Магн.к.ч.опр. ориентацию эл-го облака в пространстве (+3,+2,+1,0, -1, -2, -3).Спиновое к.ч. характеризует напр.вр-я электрона. (+1/2 и -1/2). Наиб.ч. эл-ов на подуровне вычисл.по формуле 2n².макс.число – 32. Распр.эл-ов по уровням и подуровням изобр. с помощью электронных формул или ячеек. Пример: Mg-1s²2s²2p⁶3s².

5. Принцип Паули. Емкость энергетических уровней и подуровней атомов элементов.

Принцип Паули: в атоме не может быть 2 электронов с одинаковым набором всех 4 к.ч.

У двух электронов могут быть попарно одинаковыми 3 числа, но они обязаны различаться по четвертому.

Наибольшее число электронов Z в оболочке с главным квантовым числом.

Максимальное число электронов на одном уровне известных ныне электронов – 32.

Ограничение принципа Паули: внешний электронный уровень атомов (кроме элемента №46 – палладий) может состоять максимум из двух подуровней – S и P.

То есть максимально возможное число электронов на внешнем уровне отвечает конфигурации (8 электронов).

На s-2, на p(3орбиты)-6, на d(5орбит)-10, на f(7орбит)-14эл-ов.

6. Связь периодич-го з. со строением эл-ных оболочек атомов. Пр. Клечковского. Энергетич. ячейки. Правило Хунда.

Д. Менделеев открыл закон в 1869 году, сформулировав его: «Св-ва простых тел, а также формы и св-ва соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов эл-ов.»В 1869 было известно всего 63 эл-та, в наст.вр.– 109.

Периодич.сист.– по сути изобр.периодич.закона.

Период – послед-ть атомов с одинаковым числом эл.слоев.Электроны заполняют при застройке оболочек наиболее выгодные в эн-м отношении подуровни.

1-ое правило Клечковского, последовательное заполнение электрон.орбиталей происходит от орбиталей с меньшим знач.суммы n+1 к большим знач.этой суммы.

2-ое правило Клечковского: при одинаковом знач.суммы заполнение происх.в напр.увелич. «n».Порядок заполнения атомных орбиталей:

1s^2-2s^2-2p^6-3s²-3p⁶-4s²-3d¹⁰-4p⁶-5s²-4d¹⁰-5p⁶-6s²-5d¹-4f¹⁴-5d^2-10-6p⁶-7s²-6d¹-5f¹⁴-6d^2-10-7p⁶.

Периодич.сист.полностью отражает прядок заполнения эл-ми эн.уровней атомов любых эл-ов.Правило Гунда: суммарный спин данного подуровня должен быть макс., т.е. электроны стремятся занять макс.число св.кв.сост..

7.Периодич.з.Д.И.Менделеева и периодич.сист. эл-ов: ряды, периоды, группы, подгруппы, порядковый номер эл-та.

в 1869 сформулировав его: «Св-ва простых тел, а также формы и св-ва соед.эл-ов находятся в периодич.зависимости от величины атомных весов эл-ов.» В 1869 было известно всего 63 элемента, в настоящее время – 109.

Периодич.сист.– по сути изобр.периодич.з..

В наст.вр.предложено несколько вариантов сист.,но мы рассмотрим более традиционную, предложенную Менделеевым.Она имеет 3 малых периода (1-3) и 4 больших (4-7).

Период – последовательность атомов с одинаковым числом эл-ных слоев.Большие периоды содержать 2 ряда (четный и нечетный). Периоды нач-ся с активн.ме,по мере продвиж. ус-ся неметалл.св-ва, а завершаются галогеном и инертным газом.Эл-ты, которые осущ. переход от ме к неме,наз-ся переходными. Эл-ты группы проявляют одинаковую макс.валентность по кислороду, равную номеру группы.Элементы гл.подгрупп проявляют опр.валентность по водороду. В главных подгруппах по мере движ.вниз металл.св-ва усиливаются, побочных – ослабевают.

8.Периодич.изм.св-в хим.эл-ов. Радиус атомов, сродство к эл-ну, Е ионизации, электроотриц-ть. Период – последовательность атомов с одинаковым числом эл-ных слоев.

Большие периоды содержать 2 ряда (четный и нечетный). Периоды нач-ся с активного ме, по мере продвижения усиливаются неме св-ва,а завершаются галогеном и инертным газом. Эл-ты, которые осущ.переход от ме к неме,наз-ся переходными.Радиус атома - расстояние м/у атомным ядром и самой дальней из стабильных орбит электронов в эл.оболочке этого атома. Увелич.с увелич.порядкового номера элемента. Эн.ионизации – эн.которую необх. затратить на отрыв электрона с нормального уровня и удаление его на далекий уровень. Атом при этом превращ.в положит.ион.можно счит.мерой металличности: чем меньше энергия, тем ярче проявляются металлические свойства, и наоборот.Эн.сродства к электрону – эн., которая выделяется при присоед.лектрона к нейтральному атому.Она очень мала и становится заметной с элементов 5-й группы.Электроотр.–эн.ионизации +энергии сродства. Чем она больше, тем вероятнее превращение атомов в отрицат.ионы. ЭО возрастает по периоду и уменьшается по группе.

9.Образование химической связи. Энергия и длина связи.

При взаимодействии атомов между ними может возникнуть химическая связь, приводящая к образованию молекулы/иона/кристалла. Чем прочнее связь, тем больше требуется затратить энергии на ее разрыв.

При возникновении связи энергия выделяется, следовательно уменьшается потенциальная энергия системы электронов и ядер.

Потенциальная эн. образующейся молекулы меньше суммарной потенциальной эн.исходных свободных атомов.Для характеристики химической связи используются следующие термины: Длина связи - межъядерное расстояние в невозбуждённой молекуле (обычно 1-2 Ангстрема, 1А= см).Эн.связи – энергия, выделяющаяся при образовании данного вида связи (150-1000 кДж/моль).

10.Ков.(атомная) св.. Метод валентных связей. Возбужденные состояния атомов. Валентность.

К.с. возникает м/у элементами с одинаковым или близким знач-ми эн.сродства к электрону. Валентность атомов в соединениях с к.св.опр.по числу электронных пар(1пара–1ед.валентности).Для оценки отн.зарядности элемента в ков.соед-х (на самом деле никаких зарядов в этих соед-х нет) прибегают к приему: мысленно связь разорвать ,при разрыве связи в пределах периода электрон смещается от левее стоящего элемента к правее стоящего, а в пределах гл.подгр.от ниже стоящему к выше.2 метода объяснения механизма возн-ния ков.св.: метод валентных связей (МВС) и метод молекулярных орбиталей (МMО).В основе МВС лежит 3 положения: 1. Химическая связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами. При этом имеет место взаимное перекрытие электронных орбиталей. М/у атомами возникает зона повышенной электронной плотности, к которой притягиваются ядра с остальными электронами.

2. Связь имеет ориентацию в направлении, обеспечивающем макс.возможное перекрывание орбиталей.3.Чем больше взаимное перекрывание эл-ных орбиталей, тем прочнее связь.Валентными являются неспаренные электроны. Их число можно изобр.c помощью эл-ной конфигурации атомов.При возб-и атомов (за счет притока эн.извне) имеет место «распаривание» электронов и переход электрона на более удалённый подуровень в пределах одного уровня. Распаривание одной электронной пары может увеличить валентность на 2 единицы.

11. Направленность ков.св.. Сигма и пи-связи. Гибридизация атомных орбиталей. К.с. возникает м/у элементами с одинаковым или близким знач-м эн.сродства к эл-ну.Перекрывание облаков при обр-нии к.с. возможно только при опред.их взаимной ориентации в пространстве – отсюда направл-ть связей, приводящая к опред. форме молекул. При этом обл. перекрывания расп-ся опр-м обр-м по отн-ю к взаимодейств-м атомам. 1.Молекулы типа AA, BB, АВ.Характерен для водорода, галогенов и соед. «галоген+водород». Молекулы имеют линейчатую структуру. Хим.св. действ.по кратчайш.расстоянию(сигма-связь).2.Молекулы типа A₂B.Характерен для соед., образ-х элем-ми главной подгруппы 6-ой группы: Н2О, Н2S,H₂O-валентный угол 105⁰H₂S-валентный угол92⁰33’ 3. Молекулы типаA₃B. Характерен для соед., образ-х элем-ми гл.подгр.5-й группы (N, P, As, Sb, Bi).Мол-ла аммиака (NH3) имеет форму пирамиду с треуг-м основании.4.Молекулы типа A₄B. Гл.подгр.4-й гр.(Si,C,Ge,Sn, Pb)Молекула метана имеет форму тетраэдра (по вершинам – атомы водорода, атом углерода –в центре).5. Молекулы типа AB₃.Гл.подгруппа 3-ей гр.(B,Al,Ga,In, Tl). Мол-лаBCl₃имеет вид равностор.треуг-ка.6.Мол-лы типа AB₂.Хар-рен для некоторых соед., образ-ми элем-ми гл.подгруппы 2гр.. ВеCl2(линейн.структура, угол–180).Если в мол-ле имеется кратная связь м/у атомами (2-ная или 3-ная),то только одна связь яв-ся прочной-пи-связь.Остальные–сигма-связи. Пример.Рассм. мол-лу этилена (С2Н4). неполная гибридизация М/у атомами углерода одна из связей «пи». Все остальне– «сигма».

12.Ионная (электронная связь).

В случае возникновения ионной связи между атомами или группами атомов преобладает электростатическое взаимодействие. Она возникает между атомами элементов, значительно отличающихся по величине электроотрицательности.

Элементы, входящие в состав ионного соединения, всегда существуют в виде ионов, а не нейтральных атомов. Также нужно отметить, что полного разделения зарядов нет и имеет место частичная ковалентность.Валентность в ионных соединениях определяется по числу зарядов слагающих их ионов.Ионы проводят электр. ток в растворах и расплавах и являются проводниками второго рода.

13.Представление о методе молекулярных орбиталей.

Основаны на том, что для каждого из электронных состояний молекулы как многоэлектронной системы полная волновая ф-ция составляется из произведений волновых ф-ций электронов (мол. орбита-лей) в соответствии с электронной конфигурацией системы, т. е. с учетом чисел заполнения (1 или 2). Числа заполнения при этом показывают, сколько электронов-один или два-занимают данную орбиталь, так что данная орбиталь входит в произведение один или два раза. Поскольку, согласно Паули принципу. полная волновая ф-ция системы электронов должна быть антисимметрична относительно перестановок индексов (номеров) электронов, ее представляют в виде определителя (или линейной комбинации неск. определителей), построенного из мол. спин-орбиталей и называемого о п р е д е л и т е л е м С л е й т е р а (Слэтера).

14.Полярность связи. Полярность молекул и дипольный момент.Предположим, что мы имеем соединение АB. Оба элемента с большими знач-миэлектроотрицательности ().=> общая электронная пара в молекуле смещена от атома B к атому А. Электронейтральность нарушается,в мол-ле появл-ся полож-ный(B) и отриц.(A) полюса. Такая сист.наз-ся диполь–полярная молекула (сист.из 2-х разноименных,одинак.по величине зарядов, нах-ся на малом расстоянии). Ков.св.–полярная.Осн.харак-ка диполя–дипольный момент. -напряж.поля,созд.диполем.

l–плечо диполя. Примеры полярных молекул-диполей: и др.Чем больше плечо, тем полярнее молекула. можно представить как произведение некоторой величины D (единицы Дебая) на Для ионных соед.D=4-11 единиц, для полярных D=0-4 единиц.Полярность св.– вектор, напр-ный от отриц-го полюса к полож-му, происходит взаимное уничтожение векторов.

15.Донорно-акцепторный механизм ков.св.. Комплексные соединения.Донорно-акцепторная связь (ДАС) – разновидность ковалентной связи. Выделяют соед.1-го порядка(или валентно-насыщенные соед.) Пример: H2O, AgCl, NH3, HCl, KJ, CuSO4, FeCl3 и т.д. Реагируя друг с другом дают соед.высшего порядка (или компл.соед.).

В компл.соед-х проявляются ДАС. Рассмотрим пример:

Азот в NH3 – донор, водород в HCl–акцептор. Компл.соед.–соед.высшего порядка, возн-е из соед-й1-го порядка без образования новых электронных пар, а за счет проявления хотя бы одной ДАС. Предложено 2 теории возникн-я компл.соед-й.1-я–Полин–теория вал-х св-й. Комлексообразователь,координирующий лиганды вокруг себя, имеет вакантные орбитали.Т.е.образ-е компл.соед-1–результат проявления ДАС,Вторая–Бете теория кристаллического поля.Связь в комплексах–электростатич-я,т.е. взаимод. типа «ион-ион»или«ион-диполь».Конст.равновесия (нестойкости) К Чем<значение Кн,тем прочнее компл-й ион.

16.Межмолекулярное взаимодействие. Водородная связь.Водородная связь наблюдается при взаимодействии атома водорода с атомами сильно электроотрицательных элементов–F,O,N,Cl,S.Природа этой связи до конца не изучена: проявление сил межмолекулярного взаимодействия, но характер сил – электростатический.В случае возникновения водородной связи водород ведет себя как двухвалентный элемент.Наличие водородных связей объясняет так называемые аномальные свойства воды:1. макс. плотность при температуре +4.

2. вода обладает наибольшей теплоемкостью из известных жидкостей.

При нагреве воды значительная часть энергии затрачивается на разрыв связей, отсюда и повышенная теплоемкость.Между молекулами в газах, жидкостях и твердых телах действуют одновременно силы отталкивания и притяжения.Проявление сил отталкивания – результат взаимодействия заполненных электронных оболочек, эти силы действуют на очень малых расстояниях и быстро убывают с увеличением расстояния. A и n (12) – эмпирические константы, r – расстояние между частицами.Теоретически лучше изложены силы притяжения. Различают ориентационное, индукционное и дисперсионное взаимодействия.Ориентационное. Имеет место между молекулами – ярко выраженными диполями.k – константа Больцмана, «ню» - дипольные моменты молекул.Индукционное. Если одна из молекул полярна, вторая – неполярна, но легко поляризуема.«альфа» - коэффициент поляризации.Дисперсионное. Возникновение мгновенных диполей.I – потенциал ионизации, h – постоянная Планка.В общем силы притяжения могут быть представлены как B и m (6) – константы.Суммарная энергия

17.Система. Фаза. Компонент. Параметры. Функции состояния: внутренняя энергия и энтальпия. Стандартные условия.

Система - это тело или группа тел, находящихся в взаимодействии, которые мысленно выделены из окружающей среды. Бывают гомогенными (однородные) и гетерогенными (неоднородные).

Изолированная система не имеет обмена веществом и энергией с окружающей средой.

Закрытая – не имеет только массообмена.

Открытая – имеет и энерго- и массообмен.

Фаза - совокупность всех гомогенных частей системы, одинаковых по составу и всем физ. и хим. свойствам, не зависящим от количества вещества. Фазы отделены друг от друга поверхностями раздела, на которых все свойства фазы резко скачком меняются.

Компоненты – сост-е части системы, химически индивидуальные вещества, составляющие данную систему и способные к самостоятельному существованию, будучи изолироваными от других частей системы.

Состояние системы определяется набором переменных величин - параметров. Различают параметры интенсивные и экстенсивные. Интенсивные - не зависят от массы или числа частиц в-ва. (P,T), а экстенсивные - зависят (V, E).

Функции состояния - это термодинамические функции, значения которых зависят только от состояния системы и не зависят от пути по которому система пришла в данное состояние. Изменение функции состояния

Наиболее важными функциями являются внутренняя энергия системы U и энтальпия (теплосодержание)

Внутр. энергия – общий запас энергии : энергия поступательного и вращательного движения, энергия колебаний, внутриядерная энергия, за исключением кинетической энергии системы в целом и потенциальной энергии положения системы.

Большое количество характеристик в химии зависят от условий, при которых они определяются. Наиболее общими и важными условиями являются температура и давление.

Стандартное давление -

Стандартная температура – 298 К.

18.Первое начало термодинамики. Закон Гесса как следствие первого начала термодинамики. Термохимические расчеты.

Существует множество формулировок первого закона:

В изолированной системе общий запас энергии сохраняется постоянным.Поскольку работа является одной из форм перехода энергии, то, следовательно, невозможно создание вечного двигателя первого рода (машины, совершающей работу без затраты энергии).Математическая формулировка: При протекании изобарического процесса:

При протекании изохорического процесса:

При протекании изотермического процесса:

При протекании кругового процесса:

Термохимия – область физич.химии, занимающаяся изучением эн-х эффектов реакций.Если в уравнении указан ее энергетич-й эффект – это термохимическое ур-е.

V=const,

p=const,

Русский ученый Гесс (1840) дал формулировку основному закону термохимии: тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном объеме или при постоянном давлении, не зависит от пути реакции (от ее промежуточных стадий), а определяется только природой и состоянием исходных веществ и продуктов реакции.

Этот закон – прямое следствие первого закона термодинамики.

С помощью закона Гесса можно вычислять теплоты различных реакций, не проводя самих реакций.

Например:

Вывод: теплота испарения одного моля воды равна 44 Дж.

19.Стандартная энтальпия образования. Следствия из закона Гесса.Русский ученый Гесс (1840) дал формулировку основному закону термохимии: тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном объеме или при постоянном давлении, не зависит от пути реакции (от ее промежуточных стадий), а определяется только природой и состоянием исходных веществ и продуктов реакции.Следствия из закона Гесса:1. тепловой эффект реакции равен разности между суммой теплот горения исходных веществ и суммой теплот горения продуктов реакции.Теплота горения – тепловой эффект реакции окисления данного соединения кислородом с образованием высших оксидов.Теплота образования – тепловой эффект реакции образования данного соединения из простых веществ.ю отвечающих наиболее устойчивому состоянию элементов при данных температуре и давлении.

2. тепловой эффект реакции равен разности между теплотами образования всех веществ, указанных в правой части уравнения, и теплотами образования веществ в левой части уравнения, взятых с коэффициентами перед формулами этих веществ в уравнении самой реакции.В настоящее время известны теплоты образования свыше 6000 веществ.Стандартные теплоты образования – величины теплот образования к температуре 298К и давлению 1атм.

20.Зависимость теплового эффекта химической реакции от температуры (закон Кирхгофа).Температурный коэффициент теплового эффекта процесса равен изменению теплоемкости системы, происходящему в результате процесса (закон Кирхгоффа).

Чтобы подсчитать тепловой эффект процесса при некоторой температуре Т2, нужно знать тепловой эффект процесса при Т1, а также характер изменения теплоемкости системы в интервале температур Т1-Т2.

Обычно в роли Т1 выступает стандартная температура 298К.

21.Второе начало термодинамики. Понятие об энтропии. Расчет энтропии. Невозможен самопроизвольный переход тепла от менее нагретого тела более нагретому.Невозможно создание вечного двигателя 2го рода(машины, которая периодически превращает тепло среды при пост.температуре в работу.Термодинамич-й КПД: Для изолир-ных систем критерием, позволяющим судить о направлении процессов и об условиях равновесия, является функция-S-энтропия.Процессы протекают в сторону увеличения энтропии. При равновесии энтропия достигает макс-ма. Обратное протекание процессов не может быть самопроизв-м – требуется затрата работы извне.Физ.смысл функ-и состояния энтропии легче всего проиллюстрировать на примере кипения жидкости.При нагреве Т и U увелич.до тех пор, пока жидкость не закипит. При этом поглощается теплота испарения, затрачиваемая на увеличение беспорядка в системе.Таким образом, энтропия – мера упорядоченности состояния системы. -2е начало термодинамики для обратимых процессов.В изолированной системе процессы самопроизвольные процессы протекают в сторону увелич-я энтропииВ неизолированных–возможно Примеры:

22.Объединенная формула первого и второго начала термодинамики. Свободная энергия Гиббса и Гельмгольца.Первый закон.Теплота, подведенная к системе, расходуется на приращение внутренней энергии системы и на работу системы над окружающей средой.Второй закон.Несколько формулировок, выберем эту: в изолированных системах самопроивзольно идут процессы, которые сопровождаются возрастанием энтропии: Энтропия – термодинамическая функция, характеризующая меру неупорядоченности состояния системы. Она используется для суждения о направлении самопроизвольно протекающих процессах.Обобщенный закон.Для каждой изолированной термодинамической системы существует состояние термодинамического равновесия, которого она при фиксированных внешних условиях с течением времени самопроизвольно достигает.Энергия Гельмгольца.Максимальная работа, которую может совершить система при рановесном проведении процесса, равна изменению энергии Гельмгольца реакции Энергия Гельмгольца равна называют связанной энергией.Она характеризует предел самопроизвольного течения реакции, которое возможно при Энергия Гиббса.Энтальпийный и энтропийный факторы, характеризующие процессы, объединены функцией - энергия Гиббса. Поскольку энергию Гиббса можно превратить в работу, то ее называют свободной энергией. Химическая реакция возможна, если энергия Гиббса уменьшается (<0).Энергия Гиббса образования вещества – изменение энергии Гиббса системы при образовании 1 моль вещества В из простых веществ, устойчивых при 298 К.

23.Условия самопроизвольного протекания химических реакций.В химических системах вещества стремятся к минимуму внутренней энергии. Экзотермические реакции протекают самопроизвольно, так как вещества при их окончании достигают свой минимум внутренней энергии. Но также самопроизвольно протекают и эндотермические реакции - это растворение солей.Макросостояние системы тем более вероятно, чем большим числом микросостояний оно может быть описано.Условия самопроизвольного протекания реакций:  1. стремление системы к достижению минимального значения внутренней энергии  2. стремление системы к более вероятному своему состоянию.Но часто происходит столкновение этих двух определяющих факторов , и возникает состояние называемое химическим равновесием. Функция, которая учитывает оба этих фактора – энергия Гиббса.Самопроизвольно протекают те процессы , энергия Гиббса которых равна отрицательному значению.Если температура мала , то энтальпия равна энергии Гиббса и самопроизвольно протекают экзотермические реакции.Если высокая температура , то отрицательное значение имеет энергия Гиббса и реакции протекают самопроизвольно. Необратимые реакции протекают до полного израсходования одного из реагентов. Обратимые протекают во взаимопротивоположных направлениях .В состоянии химического равновесия система достигает своего минимального значения энергии и энергия Гиббса, как и константа химического равновесия, равна нулю.

24.Изотерма химической реакции. Стандартное изменение свободной энергии.

Энтропия. Все материальные системы обнаруживают тенденцию к достижению максимального беспорядка. Если обратиться к приведенному выше примеру с горением метана, то мы убедимся, что изменение энтальпии намного превышает изменение энтропии. Таким образом, движущей силой рассматриваемой реакции является изменение энтальпии. Однако в эндотермических реакциях преобладающую роль играет изменение энтропии. Эти реакции протекают самопроизвольно, несмотря на то что система поглощает энергию.

Каким же образом следует сбалансировать между собой оба указанных выше фактора, т. е. учесть одновременно действие каждого из них? Это позволяет сделать особая термодинамическая функция состояния, которая называется свободной энергией или функцией Гиббса и обозначается буквой G. Функция Гиббса определяется с помощью уравнения (21), которое в более общем виде записывается так:

ΔG = ΔH – T ΔS

Таким образом, изменение свободной энергии Гиббса учитывает изменение энтальпии и изменение энтропии реакционной системы. Отметим, что энтропийный член включает в качестве множителя абсолютную температуру. Этот множитель позволяет учесть, что при высоких температурах материальные системы более раз-упорядочены, чем при низких температурах.

ΔG=RT(ln(pd*pc/pa*pb)-ln(Kp))

25.Константа химического равновесия. Расчет Кр, Кс, Рассмотрим гомогенную хим.р-ю: Р-и протекают до полного исчезновения исходных в-в, а останавливаются при достижении определенного сост.равн-я. Условия хим.равновесия: Равновесные давления участников реакции: Согласно закону действ. масс конст.равн-я, выраженная через парц.давл-я. Размерность изм-е числа молей при протекании р-и.При написании конст.равновесия гетерогенных реакции учитываются парциальные давления только газообразных участников р-й, поскольку давления пара конденсированных фаз малы по сравнению с газообразными компонентами. Пример. конст.равн-я, выраженная через концентрации.еще Соотн-я м/у конст-миравновесия:

26.Зависимость константы химического равновесия от температуры (изобара и изохора химической реакции).

Зависимость константы равновесия реакции от температуры может быть описана уравнением изобары химической реакции (изобары Вант-Гоффа):

и изохоры химической реакции (изохоры Вант-Гоффа):

Здесь ΔH и ΔU — тепловой эффект реакции, протекающей, соответственно, при постоянном давлении или при постоянном объёме. Если ΔH > 0 (тепловой эффект положителен, реакция эндотермическая), то температурный коэффициент константы равновесия тоже положителен, то есть с ростом температуры константа равновесия эндотермической реакции увеличивается, равновесие сдвигается вправо (что вполне согласуется с принципом Ле Шателье).

27.Принцип Ле-Шателье.При неизменных условиях химическое равновесие в системе может сохраняться сколь угодно долго. В случае же изменения условий (концентрация, температура, давление) одна из противоположно направленных реакций может ускориться, чем другая. После этого равновесие сместится, и установится новое состояние равновесия.Принцип Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в истинном химическом равновесии, оказывают воздействие извне путем изменения какого-либо из условий, определяющих положение равновесия, то оно смещается в направлении той реакции, протекание которой ослабляет эффект произведенного воздействия.1. Влияние температуры.Повышение температуры смещает равновесие в сторону процесса, идущего с поглощением тепла. 2. Влияние концентрации.При увеличении концентрации исходных веществ равновесие смещается в сторону реакции, потребляющей эти вещества (вправо).3. Влияние давления.Увеличение давления смещает равновесие в сторону меньшего числа молей, т.е. в сторону падения давления.Примечание. На реакцию, идущую без изменения числа молей, давление не влияет.

28.Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Константа скорости.Скорость гомогенной (однофазной) реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации и температуры.Скорость гетерогенных (многофазных) процессов зависят от размеров и состояния поверхности раздела фаз.Примечание. Гетерогенные – процессы, происходящие на поверхности раздела соприкасающихся фаз. (горение топлива, окисление металлом кислородом воздуха).Закон действующих масс.Справедлив для гомогенных реакций.Формулировка: при постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.Константа скорости обозначается как Пример. в квадратных скобках концентрации веществ. «к» не зависит от концентрации в каждый момент времени.

29.Кинетическая классификация по степени сложности. Обратимые и необратимые реакции.По степени сложности реакции подразделяются на изолированные, параллельные, сопряженные, последовательные (многоступенчатые), обратимые и необратимые. Изолированные – при их протекании образуются продукты только одного типа.Параллельные – в ходе них взятые вещества одновременно реагируют в двух или более направлениях (образуются разные продукты).Пример. Разложение бертолетовой солиСкорость реакции: Сопряженные – совместные реакции типа: Вторая реакция протекает лишь совместно с первой.А – актор реакции, B – индуктор реакции, С – акцептор.Последовательные. В – промежуточный продукт.Обратимые и необратимые. Подавляющее большинство химических реакций являются обратимыми, т.е. могут протекать в двух направлениях. Скорость реакции: Различают практически необратимые и совершенно необратимые реакции.Практически необратимые – реакции, в результате которых образуется осадок.Совершенно необратимые – протекают только в одном направлении. Пример.

30.Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса.Согласно правилу Вант-Гоффа, повышение темп-ры на каждые 10⁰ увеличивает ск-ть реакции в 2-4 раза. темп-ный коэфф-т ск-ти р-и.Пример. и тогда С ростом темп-ры происходит перераспределение эн.м/у мол-лами так, что резко возрастает число акт-х молекул, обладающих некоторым избытком эн-и (эн. активации). Большая часть поступающей в систему энергии тратится на ослабление внутримолекулярных связей, что и делает молекулы активными.С. Аррениус установил опытным путем зависимость: к – константа скорости, А и В – индивидуальные постоянные, характерные для данной реакции..Физич.смысл эн.активации. Рассмотрим график изменения эн. в процессе протекания экзотермической реакции. Уровень L отвечает наименьшему запасу энергии у молекул, которые необходим для их результативного столковения.Разность L и I – энергия активации прямой реакции, L и II – обратной.По пути из исходного состояния в конечное система должна пройти через некоторый энергетический барьер. И только акт-е молекулы могут его преодолеть. Рассмотрим график изменения эн-и в процессе протекания эндотерм-й реакции..Проведем небольшие преобразования: - эмпирическое ур-е Аррениуса.

31.Энергия активации химической реакции. Аналитический и графический метод расчета.С ростом температуры происходит перераспределение энергии между молекулами так, что резко возрастает число активных молекул, облаающих некоторым избытком энергии (энергией активации). Большая часть поступающей в систему энергии тратится на ослабление внутримолекулярных связей, что и делает молекулы активными.С. Аррениус установил опытным путем зависимость: где к – константа скорости, А и В – индивидуальные постоянные, характерные для данной реакции. (энергия активации, постоянная – 8,31).Графический расчет энергии активации.По опытным данным строят график зависимости от обратной температуры. Если закон выполняется, на графике должна получиться прямая линия. Тангенс угла, образуемого Ох и прямой, Аналитический расчет энергии активации.Полагая, что в небольшом интервале энергия постоянна, можно написать: Энергия активации зависит от температуры.Чем меньше энергия, тем легче идет реакция и тем больше скорость реакции при данной температуре.Реакции с энергией меньше протекают практически мгновенно.

32.Ск-ть гетерогенной хим.реакции. Особенности ее протекания.Гетерогенные (многофазные) реакции происходят на поверх-ти раздела соприкасающихся фаз. относятся: горение топлива, окисление металлов кислородом, растворение газа в жидкостях.Ск-ть реакций зависит от размеров и состояния поверхности раздела фаз. Гетерогенные процессы многостадийны. Кроме осн-го процесса,обязательны стадии подвода к этой поверх-ти исходных веществ и отвода от нее продуктов реакции.Если определяющей стадией является хим.реакция на поверхности раздела фаз, то процесс описывается законами хим.кинетики Если, как это обычно бывает, наиболее медленно совершается подвод и отвод, то процесс описывается законами диффузии . Повышение темп-ры на каждые 10⁰ увеличивает коэффициент диффузии на 20%, тогда как скорость реакции увеличивается в 2-4 раза.Диффузия оказывает большое влияние на протекание гетерогенных процессов.1й закон диффузии.Масса веществ переносимого путем диффузии в направлении х через перпендикулярную этому направлению площадку, пропорциональна коэффициенту диффузии D, площади S, времени и градиенту концентрации Ск-ть диффузии Знак «-» указывает, что процесс диффузии направлен в сторону понижения концентрации. Е – энергия активации.2й закон диффузии выражает зависимость изменения концентрации в объеме одной из соприкасающихся фаз от времени: Стационарная диффузия.При СД концентрация меняется только с расстоянием (х), от времени – нет. => а – градиент концентрации.Эффективный путь диффузии.при толщина диффузионного слоя.Ур-е стационарной диффузии. коэффициент массопередачи Ск-ть растворения тв.тела в жидкостях.Поверхность тв. тела – S, концентрация насыщенного раствора -конц-я в объеме раствора - толщина диффузионного слоя - Ск-ть растворения значительно больше ск-ти диффузионного переноса вещества в объем раствора.Кол-во вещества, растворяющегося в единицу времени, - L.Фактически ск-ть процесса k – константа скорости,

Ур-е стационарной диффузии:

33.Инициирование химической реакции. Катализ. Сущность гомогенного и гетерогенного катализа. Инициирование-наиб.энергоемкая стадия цепной реакции,ее эн.ативации опрэнергией разрываемой хим.св.. Катализ-Изменение скорости реакции под действием некоторых веществ (катализаторов) Различают положит.катализ и антикатализ. При катализе ск-ть реакции увелич-ся, при антикатализе - уменьшается. Вещества, увеличивающие скорость реакции-катализаторы,уменьшающ.- ингибиторы. Как правило катализатор при реакции не расходуется, ингибитор расходуется.Существует также и автокатализ - в роли катализатора вытсупают продукты реакции.Пример: FeO+H₂=Fe+H₂O Катализаторы не влияют на (изменение св.эн.системы) реакции, следовательно и на константу равновесия. Катализатор лишь ускоряет наступление равновесия реакции, но не смещает его.Для катализаторов присуща определенная избирательность. Различают гомогенный и гетерогенный катализ. В первом случае реагирующие вещества и катализатор составляют одну фазу.Пример: Ск-ть реакции прямо пропорциональна количеству катализатора.Механизм можно объяснить образованием промежуточных нестойких соединений. Реакции идут с меньшей энергией активации => быстрее.Пример: Основная причина ускоряющего действия – уменьшение эн.активации.Во втором случае – разные фазы.Пример: Имеет значение не количество катализатора, а состояние его поверхности.Катализатор чаще всего находится в твердой фазе.Твердые катализаторы – оксиды, сульфиды, металлы и соли.Иногда достаточно простого контакта для огромного увеличения скорости. Пример. при добавлении Твердые катализаторы могут терять свою активность под действием каталитических «ядов» - соединений мышьяка, фосфора, цианидов, сероводорода, ацетилена, кислорода.Поскольку малые количества ядов способны отравлять большие массы катализатора. Это говорит о том, что работает не весь катализатор, а лишь его активные центры.Согласно теории мультиплетов, сущ.определенные закономерности, связывающие расстояния между атомами и расстояния между активными центрами катализатора. Мультиплет – активный центр на поверхности катализатора, состоящий из нескольких атомов или ионов, имеющий правильную конфигурацию, зависящую от строения всей кристаллической решетки катализатора.Для протекания определенной реакции молекула должна расположиться особым образом относительно двух активных центров.Отрицательный катализ вызывается ингибиторами. Они могут расходоваться при протекании процесса. Их действие заключается в том, что они связывают положит. катализаторы либо мешают положительному катализу.С помощью ингибиторов защищают металл от коррозии в жидких средах, тормозят окислительные процессы в маслах и топливе.

34.Дисперсные системы. Коллоидные растворы.Д.с.Это система из двух и более в-в,которые практически не смешиваются и не реагируют друг с другом. Состоят из двух и более фаз(тел)с сильно развитой поверхностью раздела.в грубодисперсных системах частицы имеют размер от 10^-4и выше,в коллоидных системах от 10^-7 до 10^-5-10^-4. Дисп.сист.: эмульсии(масло в воде), сустензии(глина в воде),коллоидные растворы.

Коллоидные растворы -высокодисперсные системы частицы интенсивно участвуют в броуновском движении,заполняя вечь объем дисперсной системы. Коллоидные частицы способны рассеивать свет.

Обычно дисперсные системы — это коллоидные растворы, золи. К дисперсным системам относят также случай твёрдой дисперсной среды, в которой находится дисперсная фаза.

Диспе́ргатор РПГ- это аппарат, позволяющий диспергировать и получить коллоидный раствор двух и более практически несмешиваемых веществ. Обычно бывают рециркуляционного, встроенного и погружного типа.

Наиболее общая классификация дисперсных систем основана на различии в агрегатном состоянии дисперсионной среды и дисперсной фазы. Сочетания трех видов агрегатного состояния позволяют выделить девять видов дисперсных систем. Для краткости записи их принято обозначать дробью, числитель которой указывает на дисперсную фазу, а знаменатель на дисперсионную среду, например для системы «газ в жидкости» принято обозначение Г/Ж. Суспензиоиды(лиофобные), ассоциативные(мицеллы) , молекулярные - коллоиды .

35.Растворы (разбавленные, концентрированные, насыщенные, перенасыщенные). Растворимость. Способы выражения концентрации растворов.Раствор - гомогенная система, в которой одно вещество равномерно распределено в среде другого. Р-р - гомогенная система. В р-ре различают растворитель и растворяемое вещество.Р-ры газа в газе или жидкости в жидкости называют смесями. Разб.р-р–р-р, в котором содержание одного из компонентов меньше содержания другого компонента.Конц. р-р – р-р, в котором отн-е кол-ва растворенного вещ-ва и растворителя одного порядка. Насыщ.р-р-растворенное вещ-во при данных условиях более не растворяется, даже при продолжительном перемешивании. Концентрация насыщ-го раст-ра - мера растворимости вещ-ва при данных условиях. Раствор пересыщенный, если содержание растворенного вещ-ва превышает предел насыщения данного раствора.Пример. При можно приготовить 20%-ный раствор . Концентрация раст-ра – кол-ное выражение его состава.Молярные доли (дроби) показывают какую долю составляет число молей данного компонента от общего числа молей всех компонентов.Пример. Компоненты А и В. Массы компонентов Число молей компонентов - Молярная доля компонента А 2. Процентное выражение концентрации Концентрация, выражаемая через плотность раствора.Вычисляется с помощью приборов и специальных таблиц значений.4. Молярная концентрация кол-во молей раств-го вещ-ва в 1ом литре раст-ра..Моляльная концентация кол-во молей раств-го вещ-ва приходится на 1000 грамм раств-ля Нормальная концентрация кол-во грамм-эквивалентов раств-го вещ-ва содержится в литре раст-ра Титр – число гр раств-го вещ-ва в 1 мл раствора.Пример.

36.Физические и химические процессы при растворении. Растворимость твердых тел и жидкостей в жидкостях.Р-рам присущи признаки как химич.(однородность раствора) соединения, так и механической (изменение состава р-ра в широких пределах, а также возможность обнаружения в св-вах р-ра свойтсв отдельных слагающих его компонентов) смеси. Физич.теория растворов (Вант-Гофф).Растворитель я-ся индифферентной средой, в которой равномерно размешаны молекулы растворенного в-ва по всему объему р-ра. Взаимодействия между чатицами и молекулами нет. Теория оправдывается для разбавленных р-ров неэлектролитов. Химич.теория р-ров (Менделеев).Р-ль дает с растворенным в-вом определенные соединения – сольваты.Молекулы сольватов образуют с растворителем молекулярную смесь.Причина образования сольватов – проявление донорно-акцепторных и водородных связей. Вокруг ионов располагаются молекулы растворителя, образуя сольватные слои (оболочки).Сольваты менее прочны, чем обычные химические соединения. Легко разрушаются даже при небольшом повышении температуры растворов.Растворение сопровождается выделением/поглощением теплоты, сокращением/увеличением объема.Теплота растворения вещества – кол-во теплоты, поглощаемой (выделяемой) при растворении одного моля вещества.Растворимость твердых веществ в жидкостях.Зависит от природы тв.тел, природы растворителя и температуры.С повышением температуры, как правило, растворимость увеличивается (так как теплоты растворения имеют отрицат. значения).Для идеальных р-ров справедливо уравнение Шредера: N1 – растворимость тв.вещ-ва, энтальпия растворения 1 моля вещ-ва в насыщенном растворе. Растворение твердого вещества можно представить в две стадии: плавление вещества и смешение жидкого вещества с раствором. Тогда энтальпия смешения равна нулю, Идеальная растворимость увелич-ся с повышением темп-ры. При понижении температуры происходит выпадение вещества в осадок – процесс кристаллизации. Растворимость жидкостей в жидкостях.Растворимость увеличивается с повышением темп-ры и почти не зависит от давления.Сущ. неограниченная растворимость и растворимость до известного предела.1. жидкости смешиваются в любых пропорциях (спирт и вода).2. имеет место расслаивание (образование двух слоев – верхний и нижний). пример: эфир и вода.Расслаивание умень-ся с ростом темп-ры и исчезает при некоторой (критической) темп-ре.