1.Теплота и температура. Основные понятия и фундаментальные законы химии.

Теплота – количество энергии, вызываемое разностью температур между системой и ее окружением, или одной системой и другой. q =с(удельн. теплоем-ть)mD×T.Температура – сво-во, определяющее направление перехода теплоты от одного объекта к другому.

Стехиометрические законы - основные законы стехиометрии, включающие законы количественных соотношений между реагирующими веществами с помощью уравнений химических реакций, вывод формул химических соединений, составляют раздел химии, называемый стехиометрией. В основу составления химических уравнений положен метод материального баланса, основанный на законе сохранения массы Закон сохранения массы веществ (Ломоносов 1748-1756гг): Масса реагирующих веществ равна массе продуктов реакции. Коэффициенты перед формулами химических соединений называются стехиометрическими. Закон постоянства состава (Пруст,1801-1808гг): Химическое соединение, имеющее молекулярное строение, независимо от метода получения характеризуется постоянным составом. Закон кратных отношений(Дальтон 1808г): Если два элемента образуют между собой несколько молекулярных соединений, то масса одного элемента, приходящаяся на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа. Закон простых объемных отношений: При равных условиях объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов как небольшие целые числа. Закон Авогадро ( Авогдро 1811г): В равных объемах любых газов, взятых при одинаковых условиях, содержится одинаковое число молекул.1.Одинаковое число молекул любых газов при одинаковых условиях занимают одинаковый объем. 2.Относительная плотность одного газа по другому равна отношению их молярных масс. Следствие из закона Авогадро:1)в молях считают те частицы, кол-во которых очень велико: атомы, молекулы, ионы.2) При нормальных условиях (0 С, 101,3 кПа) 1моль газа занимает V=22,4 л. Число структурных единиц, находящихся в 1моле газа названо в честь Авогадро и равно NA=6,02*10^23

3Массы веществ, вступивших в реакцию относятся друг к другу как их молярные массы. Плотность одного газа по другому =M1/M2=m1/m2 4) 1 моль - 6,02*10^23

Закон простых объёмных отношений (Гей-Люссак 1805г.)

Объёмы газов, вступающих в реакцию, относится друг к другу, а также к объёмам газообразных продуктов реакции, как небольшие целые числа.

2. Энтальпия. Первый закон термодинамики. Правила термохимии. Закон Гесса.

Энтальпия (Н) – тепловой эффект реакции. [Дж]. Энтальпия образования (∆_f H⁰) – энтальпия реа-и образования 1 моль вещ-ва в станд. состоянии из соответствующих простых вещ-в, взятых в станд. условиях.[Дж\моль Энтальпия системы - однозначная функция H состояния термодинамической системы при независимых параметрах энтропии S и давлении P, связана с внутренней энергией U соотношением H=U+PV, где V – объем системы.

В химии чаще всего рассматривают изобарические процессы (P = const), и тепловой эффект в этом случае называют изменением энтальпии системы или энтальпией процесса: Q=∆H, ∆H=∆\U+P∆V. В термодинамической системе выделяющуюся теплоту химического процесса условились считать отрицательной (экзотермический процесс, ΔH < 0), а поглощение системой теплоты соответствует эндотермическому процессу, ΔH > 0. Уравнения химических реакций с указанием энтальпии процесса называют термохимическими. Численные значения энтальпии ΔH указывают через запятую в кДж и относят ко всей реакции с учетом стехиометрических коэффициентов всех реагирующих веществ. Поскольку реагирующие вещества могут находиться в разных агрегатных состояниях, то оно указывается нижним правым индексом в скобках: (т) – твердое, (к) – кристаллическое, (ж) – жидкое, (г) – газообразное, (р) – растворенное. Химические реакции, протекающие с выделением тепла, называются экзотермическими, а с поглощением тепла – эндотермическими.

Первый закон термодинамики: В любом процессе общее изменение внутр. энергии = сумме поглощенной теплоты и проделанной работы. ∆U = q (теплота) + W (работа)

Пользуясь табличными значениями можно рассчитать энтальпии различных химических процессов и фазовых превращений. Основанием для таких расчетов является закон, сформулированный петербургским профессором Г. И. Гессом «Тепловой эффект (энтальпия) процесса зависит только от начального и конечного состояния и не зависит от пути перехода его из одного состояния в другое». Анализ закона Гесса позволяет сформулировать следующие следствия:1.Энтальпия реакции равна разности сумм энтальпий образования конечных и начальных участников реакций с учетом их стехиометрических коэффициентов. 2. Энтальпия реакции равна разности сумм энергий связей E_св исходных и конечных реагентов с учетом их стехиометрических коэффициентов.3.Энтальпия реакции образования вещества равна энтальпии реакции разложения его до исходных веществ с обратным знаком.

(Следствие 1)Теплота образования в-ва не зависит от способа его получения. 2)тепловой эффект хим.реакции = сумме теплот образовавшихся продуктов р-ии --- сумма теплот образования исх. в-в)Из вышесказанного видно, что закон Гесса позволяет обращаться с термохимическими уравнениями как с алгебраическими, т. е. складывать и вычитать их, если термодинамические функции относятся к одинаковым условиям.

Термохимия – наука, изучающая энергетические эффекты реакций. Термодинамическая сис-ма – любой объект, который является предметом рассмотрения с точки зрения превращения энергии. Внутренняя энергия U – полная энергия системы, складывающаяся из кинетической и потенциальной энергии атомных ядер, электронов, атомов и молекул.

Н	S	G
–	+	–	Возможна при любых температурах
+	–	+	Невозможно при любых температурах
+	+	±	Возможно при достаточно высоких
–	–	±	Возможно при достаточно низких

Билет 10