18. Влияние катализатора на скорость химической реакции.

19. Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье.

20. Основы химической термодинамики. Энтальпия системы.

21. Понятие об энтропии.

22. Соотношение между величиной изменения энергии Гиббса и величинами энтальпии и энтропии реакции.

23. Дисперсные системы. Коллоидные растворы.

24. Растворимость веществ.

25. Состав растворов. Способы выражения состава растворов.

26. Основные положения теории электролитической диссоциации.

27. Степень диссоциации электролитов. Факторы, определяющие степень диссоциации.

28. Теория сильных электролитов. Истинная и кажущаяся степень диссоциации сильных электролитов.

29. Основания, кислоты и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации.

30. Обменные реакции в растворах электролитов.

31. Условия образования и растворения осадков.

32. Диссоциация воды. Константа диссоциации, ионное произведение воды.

33. Гидролиз солей. Механизм гидролиза.

34. Окислительно-восстановительные реакции. Основные типы окислительно-восстановительных реакций.

35. Принцип электронного баланса.

36. Метод полуреакций.

20. Основы химической термодинамики. Энтальпия системы.

Химическая термодинамика – наука о зависимости направления и пределов превращений веществ от условий, в которых эти вещества находятся.

Химическая термодинамика изучает энергетику химических процессов и описывает состояние химического равновесия. Термодинамические расчёты позволяют сделать вывод о возможности протекания химической реакции в определённых условиях. Однако термодинамика не может рассчитать скорость, с которой реагенты превращаются в продукты, не может также описать механизм реакции.

Система – тело или группа тел, находящихся во взаимодействии и обособленные от окружающей среды.

Термодинамическая система – система, в которой происходит энерго- или массообмен.

Первый закон: теплота, проведенная к системе, идёт на изменение ее внутренней энергии и совершении работы против внешних сил.

Q=∆U+A=∆U-A'

Q- количество теплоты

Q>0 - нагрели

Q<0 - охладили

∆U - изменение внутренней энергии

∆U>0, ∆U⬆

∆U<0, ∆U⬇

A - работа системы

А' - работа внешних сил

Изотермический процесс:

∆Т=0➡∆U=0

Отсюда А=Q

При постоянной температуре не происходит изменение внутренней энергии, так как изменение энергии связано с изменением температуры.

Изобарный процесс:

Q=∆U+A. Давление постоянно

Теплота будет расходоваться на изменение внутренней энергии и совершением работы системой.

А=p×∆V, отсюда Q=∆U+p×V

Изохорный процесс:

∆V=0➡A=0 объем постоянный

Отсюда Q=∆U

Работа происходит с изменением объема. И теплота, расходуемая на систему, приводит к изменению внутренней энергии.

Адиабатный процесс:

Q=O

Отсюда -∆U=A

Не происходит обмена с окружающей средой.

Химическая реакция - это либо изобарный, либо изохорный процесс

Второй закон: энтропия (беспорядок) замкнутой системы всегда возрастает. Самопроизвольные процессы порождают энтропию и предполагают отдачу теплоты от более теплого тела к более холодному

Третий закон: при стремлении к абсолютному нулю температуры, энтропия будет уменьшаться, т.е будет уменьшаться уровень беспорядка в телах и в их строении. (Возьмём СО2. В газообразном состоянии энтропия велика, но если получить из СО2 сухой лёд, то энтропия придет к минимуму).

Энтальпия(Н) - количество энергии в системе, которую можно преобразовать в теплоту.

H = U + PV P – давление; U – внутренняя энергия; V – объем.

Закон Гесса подразумевает то, что неважен сам путь, главное – это начальные и конечные данные.

• Энтальпия образования: изменение энтальпии при образовании одного моля вещества из элементов, находящихся в их стандартных состояниях.

• Энтальпия связи, или энтальпия диссоциации связи: изменение энтальпии при разрыве одного моля связей в газовой фазе.

• Энтальпия гидратации, или растворения: изменение энтальпии при растворении одного моля вещества в воде вплоть до бесконечного разбавления.

• Энтальпия кристаллической решетки: изменение энтальпии при разрушении кристалла на составляющие его частицы и удалении их на бесконечное расстояние друг от друга.

• Энтальпия атомизации: изменение энтальпии при образовании одного моля атомов в газовой фазе из элемента, находящегося в стандартных условиях.

Вещество может обладать энергией на основании температуры и давления, но не всю её можно преобразовать в теплоту. Часть внутренней энергии всегда остаётся в веществе и поддерживает его молекулярную структуру. Следовательно, энтальпия — это количество энергии, которая доступна для преобразования в теплоту при определенной температуре и давлении. Единицы энтальпии — джоуль для энергии и Дж/кг для удельной энергии.

Таким образом, энтальпия в данном состоянии представляет собой сумму внутренней энергии тела и работы, которую необходимо затратить, чтобы тело объёмом V ввести в окружающую среду, имеющую давление р и находящуюся с телом в равновесном состоянии. Энтальпия системы H — аналогично внутренней энергии — имеет вполне определенное значение для каждого состояния: ΔH = H2 − H1

Если система каким-либо путём возвращается в исходное состояние (круговой процесс), то изменение любого её параметра равно нулю, а отсюда ΔU = 0 и ΔH = 0.