- •Лекции по общей химии Введение.
- •Основные законы химии.
- •Стехиометрические законы.
- •Газовые законы.
- •3. Уравнение состояния идеального газа (Клапейрона-Менделеева).
- •Строение атома
- •Квантово-механическая модель строения атома
- •Лекция 3. Периодический закон и электронные конфигурации атомов.
- •Радиусы атомов. Потенциал ионизации. Сродство к электрону. Электроотрицательность.
- •Лекции 2, 3 Химическая связь. Метод молекулярных орбиталей (ммо).
- •Рассмотрим молекулы нf и ВеН2, в которых имеет место образование несвязывающих мо. Сравнение методов мвс и ммо.
- •О валентности.
- •Металлическая связь.
- •Ионная связь.
- •Водородная связь.
- •Межмолекулярные взаимодействия.
- •Взаимосвязь между типом хс и свойствами веществ.
- •Стеклообразное состояние вещества.
- •Применение процессов возбуждения электронов для практических целей.
- •Основы химической термоднамики. Функции состояния.
- •Внутренняя энергия
- •Энтальпия.
- •Энтропия.
- •2 Закон (Начало)т/д: в изолированной системе самопроизвольно протекают только такие процессы, которые ведут к росту энтропии.
- •Энергия Гиббса.
- •Энергия Гельмгольца.
- •Кинетика химических реакций.
- •Зависимость скорости реакции от температуры.
- •Катализ.
- •Цепные реакции.
- •Химическое равновесие.
- •Растворы.
- •Свойства разбавленных растворов неэлектролитов (коллигативные свойства – независящие от природы вещества).
- •Осмос и осмотическое давление.
- •Диссоциация кислот, оснований, солей.
- •Протонная теория кислот и оснований Бренстеда и Лоури.
- •Произведение растворимости.
- •Особенности растворов сильных электролитов.
- •Ионные реакции в растворах электролитов.
- •Комплексные соединения.
- •Количественные характеристики процесса гидролиза.
- •Буферные растворы.
- •Окислительно-восстановительные реакции.
- •Окислительно-восстановительная двойственность.
- •Составление уравнений овр.
- •Окислительно-восстановительный (электродный) потенциал.
- •Окислительно-восстановительная способность двух форм электрохимической системы.
- •Эдс как количественная характеристика возможности протекания окислительно-восстановительного процесса.
- •Окислительно-восстановительная способность двух форм электрохимической системы.
- •Уравнение Нернста.
- •1.Взаимодействие металлов с водой.
- •2.Взаимодействие металлов с растворами щелочей.
- •3.Взаимодействие металлов с кислотами, в которых окислитель – катион водорода.
- •4.Взаимодействие металлов с концентрированной серной кислотой.
- •Взаимодействие концентрированной серной с неметаллами-восстановителями.
- •5.Взаимодействие металлов с азотной кислотой (разб. И конц.).
- •Взаимодействие азотной кислоты с неметаллами
- •Взаимодействие металлов с растворами солей.
- •Окислительно-восстановительные свойства воды.
- •Коррозия металлов
- •Газовая коррозия
- •Образование оксидной пленки на металлах
- •Атмосферная коррозия
- •Электрохимическая коррозия
- •Методы защиты от коррозии.
- •1. Модификация самого металла:
- •2.Отделение (предохранение) металла от окружающей среды с помощью защитных покрытий (неметаллических):
- •3.Металлические защитные покрытия.
- •4.Электорохимические методы защиты (суть – заставить разрушаться болванкам).
- •5.Специальная обработка электролита или среды, в которой находится металл (удаление или уменьшение концентрации веществ, вызывающих коррозию).
- •6.Химическая обработка для повышения коррозионной стойкости (пассивация поверхности металла) - то, что не использовалось в выше приведенных методах, часто в расплавах или при повышенных температурах.
- •Измерение э.Д.С. Химических источников тока.
- •Химические источники электрической энергии (хиээ)
- •Аккумуляторы.
- •Типы аккумуляторов
- •Свинцово-кислотные аккумуляторы.
- •Принцип действия
- •Устройство
- •Литий-ионные аккумуляторы.
- •Литиевые элементы различных электрохимических систем
- •Электролиз.
- •Законы электролиза м. Фарадея.
- •Практическое применение электролиза.
- •Электрофорез и электродиализ.
- •Металлы и сплавы.
- •Классификация металлов.
- •Основные методы получения металлов.
- •Получение металлов высокой чистоты.
- •Металлы и сплавы
Внутренняя энергия
Внутренняя энергия складывается из всех видов взаимодействия частиц ( нуклонов в ядрах атомов, электронов с ядром, атомов и молекул между собой, колебания атомов, ионов, молекул в кристаллах и т.д.). Абсолютную величину U определить невозможно, поэтому определяют ее изменение. Существуют два способа передачи энергии: в форме теплоты и работы: А = F s, где F – сила, а s – расстояние. Физический смысл работы в химии связан с расширением системы за счет внешних сил – давления, поэтому: А = РV.
1 Закон (Начало) термодинамики: теплота, сообщенная системе, расходуется на приращение внутренней энергии и на совершение работы против внешних сил: Q = U + A . Первое начало т/д можно записать и в другом виде: U = Q – A или U = Q – РV (1). В отсутствии теплового обмена с окружающей средой внутренняя энергия систему остается постоянной: U = 0.
Рассмотрим изохорический процесс. При V =const уравнение, т.е. V = 0 уравнение (1) будет иметь вид: U = Qv . Количество теплоты - по абсолютной величине, т.к. теплота может быть получена или отдана системой. Из термохимии (раздел химии, изучающий тепловые эффекты химических реакций) известно, что в процессе реакции может выделяться теплота в окружающую среду (+Q), такая реакция называется экзотермической; при этом система ее теряет, и внутренняя энергия уменьшается U 0. Если в процессе реакции поглощается теплота из окружающей среды (-Q) (охлаждение пробирки), такая реакция называется эндотермической; при этом система получает теплоту и внутренняя энергия возрастает U 0. Таким образом, в термодинамике, в отличие от термохимии принята обратная система знаков (+) и (-). + Qv = -U
Энтальпия.
Рассмотрим изобарический процесс. При Р – const 1 начало т/д будет имеет вид:
Qр = U + РV. Видно, что тепловой эффект при постоянном давлении отличается от изменения внутренней энергии на величину работы расширения. Функция состояния, которая больше внутренней энергии системы на величину работы расширения, названа энтальпией. Н = U + PV. Тепловой эффект реакции очень удобно записывать в виде изменения энтальпии, т.к. эта функция состояния описывает состояние системы при постоянном давлении – в тех условиях, в которых мы обычно проводим реакции. Энтальпия численно равна тепловому эффекту реакции при постоянном давлении (Qр) с обратным знаком: +Qр = -Н.
Изменение энтальпии в химической реакции определяется конечным и начальным состоянием системы. Поэтому можно записать, что Н0(реакции) в стандартных условиях - температура 298К, давление - 1,013 105Па равна сумме стандартных энтальпий образования конечных веществ (с учетом коэффициентов) за вычетом суммы стандартных энтальпий образования начальных (тоже с учетом коэффициентов).
Стандартная энтальпия образования вещества – изменение энтальпии при образовании 1 моля вещества из простых веществ, находящихся в стандартных условиях и устойчивых агрегатных состояниях. Например:
(2)
В общем случае энтальпия зависит от температуры и рассчитывается по уравнению:
Н = СрdT, Ср – молярная теплоемкость в Дж/К моль - энергия, необходимая для повышении температуры 1 моля вещества на 1 градус.
В т/д справочниках известно более 4000 значений стандартных энтальпий образования сложных веществ. Измеряется энтальпия в тех же единицах, что и внутренняя энергия – обычно вкДж, или в ккал. В более старых справочниках приводятся известные из термохимии стандартные теплоты образования, которые численно равны и противоположны по знаку стандартным энтальпиям образования. Стандартная теплота образования - это тепловой эффект образования 1 моля вещества из простых веществ, находящихся в стандартных условиях и устойчивых агрегатных состояниях. Стандартные энтальпии и теплоты образования простых веществ равны нулю.Пр.с79
Уравнение (2) – это математическая запись второго закона термохимии – закона Гесса:
Тепловой эффект реакции (изменение энтальпии) зависит от вида и агрегатного состояния реагентов и продуктов и не зависит от промежуточных стадий и пути перехода из начального состояния в конечное.
Первый закон термохимии – закон Ломоносова-Лавуазье-Лапласа: тепловой эффект прямой реакции (или изменение энтальпии) равен и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции. Оба закона – это частные случаи закона сохранения энергии.
Находя в справочниках значения энтальпий (теплот) образования веществ, можно рассчитать тепловой эффект реакции. Если неизвестна энтальпия(теплота) образования одного из веществ, можно измерить тепловой эффект реакции, и рассчитать эту энтальпию образования
Например: