Факторы, оказывающее влияние на реакцию:

Изменение концентрации. Увеличении концентрации исходных веществ вызывает увеличение скорости и соответственно увеличение концентрации продукта – происходит смещение равновесия вправо. Через некоторое время равновесие вновь устанавливается и отношение концентраций продуктов и исходных веществ остается неизменным.

Изменение температуры. В экзотермической реакции повышение температуры смещает равновесие влево, т.е в сторону эндотермической реакции и наоборот. В эндотермической реакции повышение температуры смещает равновесие вправо.

Увеличение давления. Увеличение давления смещает равновесие в сторону той реакции, которая сопровождается уменьшением числа молей газа.

Ввод продуктов извне, слабый эл-ит, одноим. ионы понижают степень диссоциации.

Гидролиз – взаимодействие солей с водой. В результате протекания процесса гидролиза соли в растворе появляется избыток H⁺ и OH^-, сообщающий раствору кислотные или основные свойства. Гидролизу не подвергаются соли, образованные сильным основание

Ионное произведение воды автопротолиз(самопроизвольно),Кв=10^-7;зависит от t не зависит от активности H OH.

Кв=10^­-14,

Билет №5. Энергетика химических процессов.

Энергетика химических процессов – часть химической термодинамики (часть общей термодинамики).

Энергетическое состояние химической реакции как системы описывается с использованием следующих характеристик: U-внутренняя энергия, H-энтальпия, S-энтропия, G-энергия Гиббса.

Теплота, которую получает система, идет на приращение внутренней энергии и совершение работы: Q= U+A. Если система не совершает никакой работы, кроме работы расширения, то Q=U+p V. Величина  H= U+p V при p=const называется энтальпией реакции. Т.к. внутреннюю энергию тела измерить невозможно (можно измерить только изменение  U), то точно так же невозможно измерить энтальпию тела – в расчетах используется изменение энтальпии  H. H-Е Hкон-Е Ннач [кДж],  H<0 экзотерм. только от нач и кон состояний системы.

Стандартной энтальпией образования -изобарный тепловой эффект реакции получения одного моля сложного вещества из простых веществ, взятых в их наиболее устойчивой форме при стандартных условиях (T=298К, p=1 атм., С=1 моль/л). Энтальпия образования простых веществ в их устойчивом состоянии при стандартных условиях принимается равной 0.

Законы термохимии:

Лавуазье-Лапласа: тепловой эффект образования химических соединений равен, но обратен по знаку тепловому эффекту его разложения.

Гесса: тепловой эффект реакции при постоянном давлении или объеме зависит только от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути перехода.

Энтропия – количественная мера беспорядка системы. Имеет статистический смысл и является характеристикой систем, состоящих из достаточно большого, но ограниченного числа частиц. При абсолютном нуле энтропия идеального кристалла равна 0. Энтропия зависит от: от числа частиц в системе, от природы вещества, от агрегатного состояния. Для химических реакций изменение энтропии рассчитывается по абсолютным значениям энтропии компонентов. Для реакций, протекающих в водном растворе, расчет производится по краткой ионной формуле. Для газообразных веществ знак  S определяется по изменению объема. Если объем не изменяется, то знак определить нельзя. В изолированных системах возможны процессы, которые идут с увеличением энтропии. Это означает, что знак  S>0 можно принять за критерий возможного самопроизвольного протекании реакции (только в изолированных системах!). S=R*lnW [Дж\моль)К](W-термодинм. вероятность состояния системы). В общем случае в открытых системах данный критерий применять нельзя.

Суммарное влияние энергетических и энтропийных факторов при постоянном давлении и температуре отражает изменение изотермического потенциала, который называется изменением свободной энергии Гиббса:  G= H-T S. Свободной энергией Гиббса называется энергия, складываемая из энергий химических связей. Знак  G есть критерий термодинамической вероятности самопроизвольного протекания процесса в данных условиях (p,T=const). При этихусловиях могут самопроизвольно протекать только те процессы  G<0 разрешена, равн. сам.

Билет №4. Химическая связь.

Химическая связь - это совокупность сил электростатического притяжения и отталкивания, создающее динамически устойчивую систему из двух и более атомов. Основной принцип образования молекул из атомов – это стремление к минимальной энергии и к максимальной устойчивости (пример: H_(г)+H_(г)=H_2(г) + 435 кДж/моль энергии).

Виды химической связи:

Ковалентная связь – связь атомов за счет обществления электронной пары с антипараллельными спинами. Ковалентная неполярная связь возникает между неметаллами, разность электроотрицательности между которыми невелика: 0< Э.О.<0,4 PH₃. Соответственно ковалентная полярная связь возникает между элементами с большой электроотрицательностью: 0,4< Э.О.<2 HCl

Ионная связь – это связь между ионами, т.е связь между атомами. Обусловлена электростатическим взаимодействием противоположно заряженных ионов. Рассматривается как отдельный случай ковалентной полярной связи. Для ионной связи  Э.О.>2 NaCl

Водородная связь – связь, обусловленная положительно поляризованным водородом в молекуле и электроотрицательным атомом другой или той же молекулы.

Металлическая связь – связь, обусловленная электростатическим взаимодействием между обобществленными делокализованными валентными электронами и положительно заряженными катионами в узлах кристаллической решетки.