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.

3. Окисление и восстановление. Важнейшие окислители и восстановители. Изменение окислительно-восстановительных свойств веществ в связи с положением элементов в периодической системе. Направление окислительно-восстановительных реакций.

Окисление – процесс потери электронов

Восстановление – процесс приобретения электронов

Нет окисления без восстановления и наоборот. Восстановитель, отдавая электроны, приобретает

окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель: Восстановитель - e− ↔ сопряжённый Окислитель

Восстановители:

1)Простые вещества металлы, Н2, С, Si, Р

2)Ионы в минимальной степени окисления (S2-, I-, Br-,Cl-, N3-)

3)Некоторые ионы металлов в меньшей из возможных с.о. (Fe2+, Sn2+ , Cu+)

4)Органические вещества: спирты, альдегиды, глюкоза

Важнейшие восстановители: Металлы, водород ,уголь. Окись углерода (II) (CO).Сероводород (H2S);оксид серы (IV) (SO2);сернистая кислота H2SO3 и ее соли. Галогеноводородные кислоты и их соли. Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3.Азотистая кислота HNO2;

аммиак NH3;гидразин NH2NH2;оксид азота(II) (NO).

Катод при электролизе.

Окислители:

1)Простые вещества: О2, О3, галогены (F2, Cl2, Br2, I2)

2)Ионы неметаллов и металлов в высшей с.о. (S+6, N+5,Mn+7, Cr+6)

3)Оксиды металлов (CuO, PbO2, Ag2O, CrO3, MnO2)

Важнейшие окислители: Галогены. Перманганат калия(KMnO4); манганат калия (K2MnO4);оксид марганца (IV) (MnO2).Дихромат калия (K2Cr2O7);хромат калия (K2CrO4).Азотная кислота (HNO3). Серная кислота (H2SO4) конц.Оксид меди(II) (CuO);оксид свинца(IV) (PbO2);оксид серебра (Ag2O);пероксид водорода (H2O2).Хлорид железа(III) (FeCl3).Бертоллетова соль (KClO3).Анод при электролизе.

Виды ОВР:

1) Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ.

2) Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества.

3) Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых атомы с промежуточной степенью окисления превращаются в эквимолярную смесь атомов с более высокой и более низкой степенями окисления.

4) Репропорционирование (компропорционирование) — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления

БИЛЕТ 10 1. Развитие представлений о строении атома. Составные части атома – ядро, (протоны, нейтроны), электроны их заряд и масса.

Атом – наименьшая частица хим эл-та, являющаяся носителем его хим св-в

«Пудинг с изюминками» (модель Томсона). Дж. Дж. Томсон предложил рассматривать атом как некоторое положительно заряженное тело с заключёнными внутри него электронами. Эта модель не объясняет сериальный характер излучения атома.

Ранняя планетарная модель атома Нагаоки. В 1904 году японский физик Хантаро Нагаока предложил модель атома, построенную по аналогии с планетой Сатурн. В этой модели вокруг маленького положительного ядра по орбитам вращались электроны, объединённые в кольца. Модель оказалась ошибочной.

Планетарная модель строения атома по Э. Резерфорду (1911)

1. Атомы химических элементов имею сложное внутреннее строение

2. В центре атома находиться положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть пространства внутри атома

3. Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в ядре атома (масса электрона равна 1/1823 а.е.м.)

4. Вокруг ядра по замкнутым орбитам (как планеты вокруг солнца) движутся электроны, их число равно заряду ядра

5. Атом в целом электронейтрален

Обоснованием этой и более поздних моделей – атомные спектры и энергии ионизации атомов. Для объяснения стабильности атомов Нильсу Бору (1913) пришлось ввести постулаты, которые сводились к тому, что электрон в атоме, находясь в некоторых специальных энергетических состояниях, не излучает энергию («модель атома Бора-Резерфорда»).

Ядро состоит из протонов (mp=1836me~1,67*10-27кг, p+1, протон – атом водорода от которого отнят один электрон) нейтронов (mn=1838 me, n0 нейтрон – элементарная незаряженная частица). Электрон (me=9.1*10-28г, е = -1.6*10-19Кл)