- •Изучаемые вопросы:
- •1. Предмет химии. Значение химии в изучении природы и развитии техники
- •2. Основные количественные законы химии
- •Вопросы для самоконтроля
- •Литература
- •Лекция 2 (2 ч)
- •Тема 1. Строение вещества. Периодическая система элементов д. И. Менделеева
- •Изучаемые вопросы:
- •1.1. Современная модель строения атома
- •1.2. Квантовые числа
- •Орбитальное квантовое число 0 1 2 3 4
- •1.3. Строение многоэлектронных атомов
- •1.4. Периодические свойства элементов
- •1.5. Периодическая система элементов д. И. Менделеева
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекция 3 (2 ч)
- •Тема 2. Химическая связь и взаимодействия между молекулами
- •Изучаемые вопросы:
- •2.1. Общая характеристика химической связи
- •2.2. Типы химической связи
- •2.3.Типы межмолекулярных взаимодействий
- •2.4. Пространственная структура молекул
- •Число гибридных орбиталей равно числу исходных. При смешении s и р-орбиталей образуется две sp-гибридных орбитали, угол между осями которых равен 180°.
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Вопросы для самостоятельной работы:
- •Литература:
- •Лекция 4 (2 ч)
- •Тема 3. Агрегатное состояние вещества
- •Изучаемые вопросы:
- •3.1. Общая характеристика агрегатного состояния вещества
- •3.2. Газообразное состояние вещества. Законы идеальных газов. Реальные газы
- •3.3. Характеристика жидкого состояния вещества
- •3.4. Характеристика твёрдого состояния
- •Характеристики некоторых веществ
- •3.5. Типы кристаллических решёток
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Вопросы для самостоятельной работы:
- •Литература:
- •Лекции 5-6 (4 ч)
- •Тема 4. Энергетика химических процессов
- •Изучаемые вопросы:
- •4.1. Общие понятия термодинамики
- •4.2. Первый закон (начало) термодинамики. Внутренняя энергия системы. Энтальпия системы
- •4.3. Термохимия. Тепловые эффекты химических реакций
- •4.4. Закон Гесса и следствия из него
- •I путь.
- •II путь.
- •4.5. Основные формулировки второго закона (начала) термодинамики
- •4.6. Принцип работы тепловой машины. Кпд системы
- •4.7. Свободная и связанная энергии. Энтропия системы
- •4.8. Энергия Гиббса, энергия Гельмгольца и направленность химических реакций
- •Для определения температуры (Тр), выше которой происходит смена знака энергии Гиббса реакции, можно воспользоваться условием
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекции 6-7 (4 ч)
- •Тема 5. Химическая кинетика и катализ
- •Изучаемые вопросы:
- •5.1. Понятие о химической кинетике
- •5.2. Факторы, влияющие на скорость химических реакций. Закон действующих масс
- •5.3. Классификация химических реакций по молекулярности и по порядку
- •5.4. Кинетические уравнения реакци первого и второго порядка
- •Поле интегрирования
- •5.5. Теория активизации молекул. Уравнение Аррениуса
- •5.6. Особенности каталитических реакций. Теории катализа
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекция 9 (2 ч)
- •Тема 6. Химическое равновесие
- •Изучаемые вопросы:
- •6.1. Обратимые и не обратимые реакции. Признаки химического равновесия
- •6.2. Константа химического равновесия
- •6.3. Факторы, влияющие на химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье
- •6.4. Правило фаз Гиббса. Диаграмма состояния воды
- •Правило фаз для воды имеет вид
- •6.5. Понятие о химическом сродстве веществ. Уравнения изотермы, изобары и изохоры химических реакций
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекции 10-12 (6 ч)
- •Тема 7. Растворы. Дисперсные системы
- •Изучаемые вопросы:
- •7.1. Сольватная (гидратная) теория растворения
- •7.2. Общие свойства растворов
- •7.3. Типы жидких растворов. Растворимость
- •7.4. Свойства слабых электролитов
- •7.5. Свойства сильных электролитов
- •7.6. Классификация дисперсных систем
- •7.7. Получение коллоидно-дисперсных систем
- •7.8. Устойчивость коллоидных растворов. Коагуляция. Пептизация
- •7.9. Свойства коллоидно-дисперсных систем
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекция 13 (2ч)
- •Тема 8. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства вещества
- •Изучаемые вопросы:
- •8.1. Особенности обменных процессов
- •8.2. Особенности окислительно-восстановительных процессов
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекции 14-15 (4 ч)
- •Тема 9. Электрохимические системы
- •Изучаемые вопросы:
- •9.4. Электродвижущая сила гальванического элемента.
- •9.1. Общие понятия электрохимии. Проводники первого и второго рода
- •9.2. Понятие об электродном потенциале
- •9.3. Гальванический элемент Даниэля-Якоби
- •9.4. Электродвижущая сила гальванического элемента
- •9.5. Классификация электродов
- •9.6. Поляризация и перенапряжение
- •9.7. Электролиз. Законы Фарадея
- •9.8. Коррозия металлов
- •Лекция 16 (2 ч)
- •Тема 10. Органические полимерные материалы
- •10.1. Методы получения полимеров
- •10.2. Строение полимеров
- •10.3. Свойства полимеров
- •10.4. Применение полимеров
- •Литература:
- •Лекция 17 (2 ч)
- •Тема 11. Химическая идентификация и анализ вещества
- •11.1. Качественный анализ вещества
- •Некоторые реагенты для идентификации катионов
- •11.2. Количественный анализ вещества. Химические методы анализа
- •11.3. Инструментальные методы анализа
- •Атомно-эмиссионная спектроскопия – группа методов анализа, основанных на измерении длины волны и интенсивности светового потока, излучаемого возбужденными атомами в газообразном состоянии.
- •Вопросы для самоподготовки:
- •Литература:
4.7. Свободная и связанная энергии. Энтропия системы
Известно, что любая форма энергии может полностью преобразовываться в теплоту, но теплота преобразуется в другие виды энергии лишь частично, условно запас внутренней энергии системы можно представить в виде двух слагаемых:
U = F + ТS, (4.11)
где F – полезная часть внутренней энергии, которая способна произвести работу, и которая, по предложению Гельмгольца, названа свободной энергией; ТS – непроизводительная часть, так называемая связанная энергия, которая ни при каких условиях не может быть превращена в полезную работу, и которая способна переходить только в теплоту и рассеиваться.
Свободная энергия в любой системе заключена в виде потенциальной энергии. По мере совершения системой работы ее энергия убывает. Чем больше система содержит свободной энергии, тем большую работу она может совершить. Так, более разряженный газ содержит меньше свободной энергии и больше связанной, чем сжатый газ при той же температуре. Следовательно, сжатый газ способен совершить больше полезной работы.
В ходе химической реакции свободная энергия уменьшается и при данных условиях достигает минимального значения, а система становится термодинамически устойчивой. Это соответствует состоянию равновесия. При изменении внешних условий равновесие тотчас же сместится, а в системе самопроизвольно возникнут процессы, которые вновь приведут свободную энергию к минимальному для данных условий уровню. Следовательно, состояние системы, соответствующее минимуму свободной энергии, является состоянием устойчивого равновесия при данных условиях:
F = min и F = 0 (при Т = const)
Из вышеизложенного можно сделать вывод: в изолированных системах самопроизвольно могут протекать только процессы, направленные в сторону понижения свободной энергии системы – это принцип минимума свободной энергии.
Если F 0, то процесс идет самопроизвольно в обратном направлении; если F 0, то процесс идет самопроизвольно в прямом направлении; если F = 0, то это состояние равновесия и система достигает минимум свободной энергии. Величина непроизводительной, то есть, «обесцененной» части энергии ТS тем больше, чем меньше разность температур в системе. Мерой такого «обесценения» энергии является термодинамическая функция состояния, названная Клаузиусом энтропией (от греч. «обращать внутрь»). Эта функция в термодинамике обозначается S.
Энтропия – это термодинамическая функция состояния, которая служит мерой неупорядоченности (беспорядка) состояния системы. Состояние системы можно характеризовать микросостояниями составляющих ее частиц, то есть, их мгновенными координатами и скоростями различных видов движения в различных направлениях. Число микросостояний системы называется термодинамической вероятностью системы (W). Для одного моля вещества S = RlnW, поэтому энтропия имеет ту же размерность, что и молярная постоянная R – Дж/(мольК).
В отличие от других термодинамических функций, можно определить не только изменение, но и абсолютное значение энтропии. Это вытекает из постулата М. Планка (1911), получившего название третьего закона термодинамики: при абсолютном нуле энтропия идеального кристалла равна нулю. Именно поэтому в справочной литературе для стандартных условий приведены величины S0 любого вещества.
Для систем, которые не обмениваются с окружающей средой ни веществом, ни энергией справедливо: в изолированных системах самопроизвольно идут только такие процессы, которые сопровождаются возрастанием энтропии: S > 0. Это одна из формулировок второго начала термодинамики.
Химические реакции не бывают изолированными, так как они сопровождаются изменением внутренней энергии системы (тепловым эффектом реакции) и могут протекать самопроизвольно без возрастания энтропии, но при этом увеличивается энтропия окружающей среды.
Для реакции общего вида
аA + вB = сC + dD + ∆S0реакции
изменение энтропии реакции при стандартных условиях равно:
∆S0реакции = (сS0C + d S0D) – (аS0А + вS0B). (4.12)
В общем случае, если S 0, то процесс идет самопроизвольно в прямом направлении; если S 0, то процесс идет самопроизвольно в обратном направлении; если S = 0, то это состояние равновесия и система достигает максимума энтропии.
Таким образом, в химических процессах проявляется две тенденции:
а) стремление к образованию прочных связей между частицами, к возникновению более сложных веществ сопровождающееся понижением энергии системы (U или Н);
б) стремление к разъединению частиц, к беспорядку, характеризуемое возрастанием энтропии (S).