1. Химическая термодинамика- изучает превращения энергии кот-ые происходят в ре-те хим. Р-ий.

Системы: по составу: гомогенная (однородная)- кот-ая во всех своих частях имеет одинаковый состав и св-ва (воздух)

Гетерогенная (неоднородная)- состоит из 2-х / более фаз, имеют границу раздела фаз. Такие системы в разных частях имеют разные составы и свойства. По характеру взаимодействия с окр. ср.: изолированные- не обмениваются с окр. ср. ни m ,ни Е; закрытые- ___ только Е, но не ______ m; открытые- ______и m и Е.

Св-ва системы характеризуются совокупностьюпараметров и функций состояния системы. Состояние системы описывается уравнением параметров. Параметры состояния системы-любые макроскопические физ-и измеримые величины V m P...

Внутренняя энергия системы- ф-я состояния системы: вкл. В себя все виды вн. Е частично составляющих данную систему (U) кДж/моль, чтоб изменить U надо изменить к.л. параметр.

Классификация параметров и ф-ий сост-я системы:

1)интенсивные- не зависят от m системы (T, P) (2)внутренние и внешние- характеризуют на границе с окр. ср.(объём)

3)экстенсивные- зависят от m системы

Уравнение состояния системы f(T,V,P)=0 f(T₂,V₂,P₂)=0

Менделеева-Клайперона PV=ήRT

Процесс- изменение хотя бы одного из параметров состояния системы. Основное св-во ф-ий и параметров сост-я системы – их изменения не зависят от пути перехода системы из одного сост-я в другое, а зависит только от конечного и начального сост-я системы. Классификация процессов: 1)самопроизвольные- протекающие без дополнительных затрат Е. Не самопроизвольные- протекающие в ре-те дополнительных затрат Е. (2)Обратимые- идут, как в прямом, так и в обратном направлении проходя ч-з одни и те же пром. стадии, и идут до установления сост-я равновесия в системе. Необратимые- идущие в одном направлении и до конца.

(3)

Первый Закон термодинамики:

Система не может совершить работу, не затратив на это энергию Q=A+∆U.

а) V-const ∆V=0 – изохорный процесс. Q_v=∆U – функция

б) Процесс изобарный P=const ∆V=V₂-V₁; ∆U=U₂-U₁

Qp=(U₂+PV₂)-(U₁+PV₁)= ∆H;

H=U+PV – энтальпия системы кДж/моль – экстенсивная функция состояния системы – она характеризует теплосодержание системы, Qp=∆H.

Закон Гесса – тепловой эффект химической реакции не зависит от пути протекания химической реакции, а зависит от конечного и начального протекания системы. –Q=∆H. Q>0 – реакция экзотермическая, идет с выделением тепла. Q<0 – эндотермическая, идет с поглощением тепла.

Тепловой эффект – это такой количество которое выделяется или поглощается при протекании хим. реакции. Термохимическое уравнение реакции – это хим. уравнение, в котором расставлены стехиометрические коэффициенты, агрегатные состояния веществ, указан тепловой эффект.

Кинетика – это наука о скоростях и механизмах протекания химических реакций. Основное понятие – это скорость хим. реакции.

Скорость хим. реакции – это изменение концентрации реагирующих веществ в ед. времени.

Факторы, влияющие на скорость реакции.

1) Природа реагирующих веществ.

2) Концентрация реагирующих веществ

3) Температура

4) Другие (катализаторы, излучение…)

Влияние концентрации на скорость хим. реакции, определяется законом действующих масс: скорость хим. реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов.

K – константа скорости химической реакции, зависит от природы реагирующих веществ и от температуры, не зависит от концентрации. V=K*P^a_A*P^b_B

Пример: N₂+2H₂=2NH₃

v=k*[N][H₂]³

При уменьшении объёма в 3 раза концентрация увеличится в 3 раза:

v’=k*[3N][3H₂]³

Скорость возрастет в 81 раз.

Влияние температуры: повышение температуры реакции на 10 градусов приводит к повышению скорости реакции в 2-4 раза.

v^t2₁=v^t2₂*γ^T2*T1/10, γ – температурный коэффициент скорости хим. реакции.

Химическое равновесие характерно для обратимых химических реакциях. Состояние химического равновесия – это такое состояние системы, при котором концентрация реагирующих веществ во времени не изменяется. Константа равновесия характеризует полноту протекания хим. реакции. Зависит от природы реагирующих веществ и от температуры и не зависит от концентрации реагирующих веществ. Согласно закону действующих масс для обратимых химических реакций, константа равновесия равна отношения произведения концентраций продуктов реакции в степенях их стехиометрических коэффициентов к произведению концентрации исходных веществ в степенях их коэффициентов.

Способы выражения константы равновесия:

1) через относительное парциальное давление реагирующих веществ

a^A+b^B=c^C+d^D, k₀=P^c_C*P^d_D/P^a_A*P^b_B

2) через порциальное давление веществ в Паскалях или кило паскалях. k_p=k₀*p^∆n₀

3) когда концентрации реагирующих веществ выражены через молярные массы. k_c

K₀>1  (равновесие смещено в прямом направлении)

K₀<1  (равновесие смещено в обратном направлении)

Связь K₀ с термодинамическим потенциалом (функциями)

∆G=-R*T*lnK₀

А) Концентрация реагирующих веществ: увеличение концентрации исходных веществ приводит к смещению равновесия в прямом направлении.

Б) Влияние температуры: чтобы сместить равновесие в сторону экзотермической реакции температуру нужно понизить. Для смещения равновесия в сторону эндотермической реакции температуру нужно повысить.

В) Влияние общего давления, т.е. равновесие можно сместить в прямом направлении понизив давление.

Принцип смещения равновесия (Ле-Шателье).

Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия оказать внешнее воздействие , то в системе начнётся процесс направленный на ослабление этого воздействия.

2. Степени выражения концентрации р-ов

1) Массовая доля и процентная конц-я выражает отнош-е

m_(p.в.) к m_(p-pa) ω= 100%*m_(p.в.) /m_(p-pa)

2) С_М (молярность) выражает число молей р.в-ва отнесённое к 1-му л. растворителя. С_М =М_р.в-ва/V=m_р.в-ва/(М*V)

3) С_М – выражает число молей р.в-ва отнесённое к 1-му кг. растворителя С_М =М_р.в-ва/m_p-pa=m_р.в-ва/(М*V) (моль/л)

4) С_Н (норм-ый эквивалент) выражает число молярных эквивал-ов раствор-ого ве-ва в 1-ом л. р-ра. С_Н=N_р.в-ва/V= m_р.в-ва/(Э*V) Молярный эквивалент – это такое кол-во ве-ва кот-ое может взаимодействовать либо с 1Н⁺ , либо с 1ОН^– .

5) титр ра-ра – выражает число граммов р-ого ве-ва в 1мл. р-ра Т= m_р.в-ва/V(мл.)=С_Н*Э/1000=г/мл.

Классификация ра-ов

1)твёрдые (сплавы) 2)жидкие 3)газообразные

Растворы - это гомогенные системы состоящие из 2 и более компонентов соотношение кот-ых можно менять в опр-ом диапазоне без нарушения однородности.

Константа гидролиза К_г=К_в/К_д=10^-14/К_д

зависит от К_д как слабого основания, так и слабой кислоты.

Гидролиз солей

Гидролиз- реакция обмена между молекулами соли и воды

Соли делятся на 4 группы: образованные-

*сильной кислотой и сильным основанием РН=7 гидролизу не поддаются

*сильной кислотой и слабым основанием

*сильным основанием и слабой кислотой

*слабым основанием и слабой кислотой

С молекулами НОН при гидролизе взаимодействует остаток слабого электролита

Степень гидролиза – показатель глубины протекания гидролиза (если β<<1, то) β²=К_г/с (с-конц-я.)

- процесс гидролиза во многом обратен р-ии нейтрализации.

- гидролиз соли образованной сильной кислотой и слабым основанием приводит к подкислению р-ра.