
- •Предмет химии. №1
- •Атомы и молекулы.
- •Периодическая система д.И. Менделеева №2
- •Энергия ионизации. Сродство к электрону. №4 Электроотрицательность элемента.
- •Химическая связь. №5
- •Ковалентная связь.
- •Свойства ковалентной связи.
- •Ионная связь.
- •Металлическая связь.
- •Водородная связь.
- •Межмолекулярное взаимодействие.
- •Взаимодействия между частицами веществ в различных агрегатных состояниях.
- •Твердые вещества.
- •Понятие о зонной теории кристаллов.
- •Энергетика химических процессов. №6
- •Энергетические эффекты химических реакций.
- •Условия стандартного состояния веществ.
- •Термохимические расчеты.
- •Скорость реакций
- •Основной закон химической кинетики
- •Влияние температуры на скорость реакций
- •Энергия активации
- •Особенности кинетики гетерогенных реакций
- •Гомогенный и гетерогенный катализ.
- •Химическое равновесие.
- •Принцип Ле-Шателье
- •Растворы. №8
- •Способы выражения концентрации растворов.
- •1 Процентная концентрация –это количество вещества в граммах, содержащегося в 100 г раствора.
- •2 Молярная концентрация или молярность выражается числом молей растворенного вещества, содержащегося в 1 литре раствора.
- •3 Нормальная концентрация или нормальность выражается числом грамм-эквивалентов вещества, содержащегося в 1 л раствора.
- •Растворимость веществ.
- •Химическая и физическая теории растворов.
- •Дисперсные системы. №9
- •Коллоидные растворы
- •Растворы электролитов и ионные равновесия. №10
- •Равновесие в растворах слабых электролитов.
- •Особенности растворов сильных электролитов.
- •Окислительно-восстановительные и электрохимические процессы. №11
- •Электрохимические процессы.
- •Коррозия металлов и способы защиты от нее №13
- •Механизм коррозии
- •Методы защиты от коррозии.
- •Высокомолекулярных соединений №14
- •Способы получения высокомолекулярных соединений
- •Применение полимеров в рэа
- •Специальные виды полиэтилена
- •Поликонденсационные диэлектрики, наиболее широко применяемые в радиотехнике
- •Слоистые пластики.
Термохимические расчеты.
Закон Гесса. В 1841 году российский ученый Гесс открыл закон, получивший его имя. Тепловой эффект реакции зависит от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути реакции, т.е. от числа и характера промежуточных стадий. Закон Гесса лежит в основе термохимических расчетов, однако рамки его действия ограничены изобарно- изотермическими и изохорно- изотермическими процессами.
Рассмотрим закон Гесса на примере реакции сгорания метана:
СН4 +2О2 = СО2 + 2Н2О (г), ∆H01 =-802,34 кДж
Эту реакцию можно провести через стадию образования СО:
СН4 +1/2О2 =СО + 2Н2О (г), ∆H02=-519,33 кДж
СО+1/2О2 = СО2 ∆H03=-283,01 кДж
∆H01 = ∆H02 + ∆H03 =(-519,33) кДж + (-283,01) кДж = -802,34 кДж.
Как видно, тепловой эффект реакции, протекающей по двум путям, одинаков.
Изменение энтропии в химической реакции. Энтропия является мерой хаотичности, неупорядоченности системы.
В химических процессах проявляются две тенденции: 1) стремление к образованию прочных связей между частицами, к возникновению более сложных веществ, сопровождающееся понижением энергии системы;
2) стремление к разъединению частиц, к беспорядку, характеризуемому возрастанием энтропии.
Первая тенденция в изобарно-изотермических условиях характеризуется энтальпийным фактором процесса и выражается ∆H (кДж/моль).
Вторая тенденция характеризуется энтропийным фактором и количественно выражается произведением абсолютной температуры на изменение энтропии процесса, т.е. Т∆S (кДж/моль).
Энергия Гиббса. Этальпийный и энтропийный факторы, характеризующие две противоположные тенденции процесса- стремление к объединению, порядку и стремление к разъединению, беспорядку, взятые по отдельности не могут быть критериями самопроизвольного течения химических реакций. Для изобарно-изотермических процессов их объединяет энергия Гиббса:
∆G = ∆H - Т∆S (1)
Изменение энергии Гиббса служит критерием самопроизвольного протекания химической реакции при изобарно- изотермических процессах. Химическая реакция принципиально возможна, если энергия Гиббса уменьшается, т.е.
∆G<0. (2)
Уравнение (2) является условием возможности самопроизвольного течения реакции в прямом направлении.
Химическая реакция не может протекать самопроизвольно, если энергия Гиббса возрастает, т.е.
∆G>0. (3)
Уравнение (3) является условием невозможности самопроизвольного течения реакции в прямом направлении. Это же уравнение служит термодинамическим условием возможности самопроизвольного протекания обратной реакции.
Наконец, если
∆G=0,
то реакция обратима.
Направление химических реакций зависит от их характера. Так, условие (2) соблюдается при любой температуре для экзотермических реакций (∆H<0), у которых в ходе реакции возрастает число молей газообразных веществ, и следовательно, энтропия (∆S >0). У таких реакций обе движущие силы ( ∆H ) и (Т∆S) направлены в сторону протекания прямой реакции и ∆G<0 при любых температурах. Такие реакции являются необратимыми.
Химическая кинетика и равновесие №7
Химической кинетикой называется учение о скоростях и механизмах химических реакций.