11. Типы химических превращений. Уравнения химических реакций в ионно-молекулярной форме.

В химических превращениях атомы претерпевают изменения лишь в наружных слоях.

Типы химических превращений (Изменение числа исходных и конечных веществ и характер протекания реакции): соединение, разложение, обмен, замещение.

Классификация химических превращений:

1)Обменные реакции (без изменения степени окисления)

2AgNO₃(р-р)+Na₂SO₄(р-р)→Ag₂SO₄↓+2Na NO₃(р-р)

2 Ag⁺+SO₄^-→Ag₂SO₄↓

обменные реакции протекают в ионном растворе более точно отображ суть превращения.

2) кислотно-основные(взаимодейств по донорно-акцепторному механизму с участием неподел. электронных пар).

2NaOH+H₂SO₄→Na₂SO₄+2H₂O

OH^-+H⁺→H₂O(по донорно-акцепт мех)

3)окислительно-восстановительная реакция(ОВР)(реакция сопровождается степенью окисления реагента)

Степень окисления – условный заряд атома в молекуле, рассчитанный предполож , что все электронные пары смещены к наиболее отрицательным элементам.

Ионно-молекуляная форма

1)в ионной форме хорошо растворимые сильн электролиты, а именно:

-сильные кислоты HCl, H₂SO₄,HBr, HNO₃,HI,HClO₄}H_nЭO_m если m-n≥2

- сильные основания, образованные щелочным и щелочно-земельн. металлами.

Щелочи: Li,Na,K, Rb,Cs,Fr;

Щелочно-земельн.: Ka,Br,Ba,RaCa(OH)₂→Ca₂⁺+2OH^-

-растворим соли: Все соли азотной кислоты (HNO3) хорошо растворимы. Почти все соли щелочных металлов.

CuSO₄→ Cu²⁺+SO₄^2-

Al₂(SO₄)₄→2Al³⁺+3SО₄^2- }средние соли

NaH₂PO₄→Na⁺+H₂PO₄^- кислая соль

2) в молекулярной форме оставляются все остальные

-простые вещества(Na,Cl₂, Ca,F₂)

-оксиды и H₂O

-слабые электролиты как растворимые так и не растворимые.

а) слабые кислоты HF H₂CO₃ H₂S HNO₂ H₂SiO₃ H_nЭO_m если m<n<2

б) слабые основания NH₄OH(гидрооксид аммония), Me(OH)_n где Me любое кроме Щелоч и Щелоче-земельн. Me.

-нерастворимые соли AgCl, BaSО₄, AlPO₄

12. Основные законы термохимии ( закон Гесса, закон Лавуазье-Лапласа) и следствия из них.

Термохимия - раздел химии, изучющий тепловые эффекты химических реакций и фазовые превращения (экзо и эндотермические реакции). Практически все реакции сопровождаются теми или иными химическими эффектами: поглощение/выделение тепла (90%), свет, электрическая энергия, механическая работа).

Термодинамическая система –тело или  тел состоящих из множества частиц, обособляющейся от окружающей среды реальной или воображаемой границей.

Термодинамические функции:

1)изолированные -выполняется закон сохранения массы и энергии; 2)открытые; 3)закрытые

Характеризуется терм сист функциями состояния.

Функция состояния - определяется начальным и конечным состоянием с-мы и не зависит от пути.

U-внутренняя энергия; H-энтальпия; S-энтропия; G-энергия Гиббса.

Теплота - особый вид кинетической энергии, связанный с движением частиц.

Тепловой эффект - количество теплоты, которое выделяется или поглощается при полном или обратимом протекании реакции, и при условии, что единственной работой системы является работа расширения или сжатия.

Обозначение теплового эффекта

Δ Н – тепловой эффект при p, T =const [К*Дж]

∆U – тепловой эффект при V, T =const [К*Дж / моль]

Функция состояния - это функция, которая не зависит от пути, а определяется начальным и конечны состоянием системе.

Закон Гесса (математическое следствие закона сохранения энергии=1^ый з-н термодинамики)

Тепловой эффект химической реакции, если она протекает при постоянных V,T или P,T, не зависит от пути, а определяется лишь начальным и конечным состоянием системы. . Q=U+А

Для хим систем.

1) Q=∆U+A для химических процессов А=p∆V

2)р-ция в закрытом объеме(изохорные процессы) V=const, V = const.

Q_v=∆U+ p∆V=∆U, где ∆U –Функция состояния => Q_v – функц. состояния, т.е. не зависит от пути, опред только начальным и конечным состоянием системы).

3 )в открытом объеме P=const.(изобарный процесс) Q_p=∆U+ p∆V=U₂-U₁+ pV₂- pV_1; Q_p=(U₂+pV₂)-(U₁+pV₁) = H₂–H₁=H

H≡U+рV –энтальпия(полный запас энергии системы) => Q_p – функц. сост => не зависит от пути

Следствие Гесса:

Тепловые процессы эффекты, образования, горения, растворение в фазовых переходах отнесенные к стандартному переходу, представляют собой данные для термохимических расчетов.

Тепловой эффект любой реакции = разности теплот образования продуктов и исходных в-тв с учетом стехиометрических коэффициентов.

ν_АА+ ν_ВВ= ν_СС+ ν_DD ; Δ Н ⁰_{реакции}= ν_С Δ Н ⁰_обр С+ ν_D Δ Н ⁰_обр D - ν_А Δ Н ⁰_обр А- ν_В Δ Н ⁰_обр В ;

Δ Н ⁰_{реакции}= ∑ν_{продукт} Δ Н ⁰_обр - ∑ν_{исх.в-тв} Δ Н ⁰_обр , где Δ Н ⁰_обр – справочные данные

Закон Лавуазье-Лапласа :

Тепловой эффект образования веществ равен, но противоположен по знаку, тепловому эффекту реакции разложения.

Δ Н_{прямой реакции} = - Δ Н_{обратной реакции ;} Δ Н_{образования} = - Δ Н_{разложения}

Классификация реакций.

Экзотермические - выделение ∆H<0, ∆U<0 – Химические реакции, при которых происходит уменьшение энтальпий системы и во внешнюю среду выделяется теплота, называются экзотермическими. Q>0, ∆Н<0

Эндотермические - поглощение тепла ∆H>0, ∆U>0. – Химические реакции, при которых происходит возрастание энтальпий системы и система поглощает теплоту извне, называются эндотермическими. Q<0, ∆H>0

Вывод:Позволяет определить тепловой эффект одних реакций по известным тепловым эффектам других реакций