Вопросы для самопроверки

1. Приведите математическую формулировку первого начала термодинамики.

2. Дайте определение понятий энтальпия, энтропия и изобарный потенциал. В каком соотношении находятся эти величины? Напишите относящееся сюда основное уравнение химической термодинамики.

3. В каких условиях влияние энтропийного фактора на протекание химической реакции возрастает?

4. Как можно вычислить энтропию фазовых переходов? Что для этого надо знать?

5. Каковы термодинамические условия для наступления равновесного состояния системы?

6. Сформулируйте второе и третье начала термодинамики.

7. Как обозначаются основные термодинамические функции?

8. Какое динамическое состояние химической системы отвечает следующим случаям изобарного потенциала: а) если он меньше нуля; б) если он больше? нуля; в) если он равен нулю?

9. Какие факторы влияют на скорость химической реакции?

10. Что характеризуют константа скорости химической реакции?

11. Сформулируйте закон, которому подчиняется смещение химического равновесия. Как практически можно довести обратимую реакцию до конца?

Тема 5. Растворы

Методические советы

(Л.1, с. 211-258)

Важнейшее физико-химическое свойство воды – это способность ее образовывать растворы. В растворах молекулы растворенного вещества равномерно распределены между молекулами растворителя. Необходимо знать различные способы выражения концентрации раствора, вычислять степень диссоциации, осмотическое давление, температуры замерзания и кипения растворов.

Чрезвычайно важным разделом теории растворов является теория электролитической диссоциации. Она лежит в основе всех наших представлений о механизме реакций, протекающих в водных растворах электролитов. Необходимо иметь ясное представление о причинах электролитической диссоциации, степени диссоциации и константе диссоциации; детально разобраться в механизме реакций обмена в растворах электролитов, овладеть техникой составления ионных уравнений, уяснить сущность гидролиза, уметь характеризовать степень кислотности среды. Научится писать уравнения диссоциации веществ и гидролиза солей.

Знать формулы расчета водородного показателя. Иметь представление о действии и значении буферных растворов.

Теоретические аспекты

Согласно протонной теории кислот и оснований, выдвинутой Й.Н.Бренстедом и Т.М.Лоури, кислотой является соединение, отщепляющее в реакции протоны, а основанием – соединение, способное принимать протоны.

Любая реакция отщепления протона выражается уравнением:

кислота основание + Н⁺.

На самом деле свободные протоны не могут существовать в растворе несвязанными и переходят от кислоты к основанию, образуя сопряженное

основание и сопряженную кислоту. Например:

СН₃СООН + NH₃ CH₃COO^- + NH₄

кислота основание сопряженное сопряженная

основание кислота

Уксусная кислота, отдав протон, превращается в основание (получившее название «сопряженное»). Аммиак, приняв протон, из основания превращается в сопряженную кислоту.

Наиболее общей считается теория кислот и оснований Г.Н.Льюиса. Согласно Льюису, кислотой является соединение, принимающее электронную пару, а основанием – предоставляющее электронную пару. Так в реакции

AlF₃ + :NH₃ = F₃Al:NH₃

атом алюминия принимает неподеленную электронную пару атома азота на свою вакантную электронную орбиталь.