- •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
Энтропия.
Энтропия – функция состояния, которая является мерой неупорядоченности системы. Она всегда возрастает в процессах, которые сопровождаются расширением систем:
S 0
S 0
S = 0
Определение энтропии с позиций статистической физики: энтропия пропорциональна термодинамической вероятности (W) cсостояния системы: S = kбlnW, где kб = 1,38 10-23Дж/К – константа Больцмана (статистика Максвелла-Больцмана); W – число возможных микросостояний системы, которые могут существовать в данном макросостоянии. Тенденция всякого химического процесса перейти к наиболее вероятному в данных условиях состоянию с более беспорядочным распределением частиц.
Например: макросостояние состоит из трех частиц, находящихся в трех энергетических состояниях:
Число микросостояний 1 3 6
Более вероятным является более неупорядоченное состояние. Максимальная энтропия соответствует наиболее равномерному распределению частиц по возможным микросостояниям. Число этих микросостояний велико – только в одном моле содержится 6,02 1023молекул, и чем более неупорядоченное макросостояние, тем больше энтропия: S(газ)S(жид)S(тв).
а) Энтропия увеличивается с увеличением числа атомов в молекуле:
S0 Дж/Кмоль ( NaCl) S (AlCl3)
72,4 167
б) энтропия уменьшается с увеличением твердости: S(алмаз) S(свинца) S (ртути).
С увеличением энтропии идут процессы растворения, диффузии газов и жидкостей, плавления, возгонки, испарения, диссоциации.
2 Закон (Начало)т/д: в изолированной системе самопроизвольно протекают только такие процессы, которые ведут к росту энтропии.
Г1 Г2 сняли перегородку смесь S1 S2 S 0
два инертных газа
Для обратного процесса необходимо затратить работу. При S 0 процесс термодинамически возможен; при S 0 самопроизвольное протекание процесса невозможно. Математически 2 начало т/д можно выразить в виде: S Q/T. Знак неравенства относится к необратимым, самопроизвольным процессам. Q - так называемой «приведенная теплота». Если система получает некоторое количество теплоты при постоянной температуре, то вся теплота идет увеличение беспорядочного, хаотичного движения частиц, т.е. на увеличение энтропии. Поэтому энтропию можно определяется отношением количества теплоты, полученной (или отданной) системой к температуре: S =Q/T.
Второе начало т/д позволяет :
- определить, какие из процессов в данной системе могут протекать самопроизвольно;
- установить предел возможного протекания процесса;
- определить, какими должны быть внешние условия, чтобы интересующий процесс протекал в нужном направлении.
В начале 20 века М.Планк, обобщив большое количество экспериментальных данных постулировал 3 начало т/д: энтропия идеального кристалла при абсолютной температуре равна нулю.
До него В.Нернст, исследуя свойства твердых тел при низких температурах, сделал вывод о том, что с понижением температуры энтропия кристаллического вещества понижается, и высказал гипотезу, что при Т 0, S 0.
На основании теорий статистической физики получены надежные значения абсолютных энтропий веществ, что позволяет рассчитывать изменение энтропии в реакциях:
S0 (реакции) = (nS0)(продукты) - (nS0)(реагенты).