Ответы по химии. 1. Основные понятия и законы химии. Химия

• Название: 1. Основные понятия и законы химии. Химия
• Анкор: Ответы по химии.docx
• Дата: 18.01.2018
• Размер: 237.79 Kb.
• Имя файла: Ответы по химии.docx
• Тип: Закон; #14501
• страница: 1 из 4

1.Основные понятия и законы химии.

Химия - наука о веществах, закономерностях их превращений (физических и химических свойствах) и применении. В настоящее время известно более 100 тыс. неорганических и более 4 млн. органических соединений.

Химические явления: одни вещества превращаются в другие, отличающиеся от исходных составом и свойствами, при этом состав ядер атомов не изменяется.

Физические явления: меняется физическое состояние веществ (парообразование, плавление, электропроводность, выделение тепла и света, ковкость и др.) или образуются новые вещества с изменением состава ядер атомов.

Атомно - молекулярное учение.

1.      Все вещества состоят из молекул. Молекула - наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.

2.      Молекулы состоят из атомов. Атом- наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Различным элементам соответствуют различные атомы.

3.      Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении; между ними существуют силы притяжения и отталкивания.

Массовое        число    Заряд    ядра

A Z

Э

Закон сохранения массы веществ

(М.В.Ломоносов, 1748 г.; А.Лавуазье, 1789 г.)

Масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции.

Атомно-молекулярное учение этот закон объясняет следующим образом: в  результате  химических  реакций  атомы  не исчезают и не возникают, а  происходит их перегруппировка (т.е. химическое превращение- это процесс  разрыва одних связей между атомами и образование других, в результате  чего из молекул исходных веществ получаются молекулы продуктов реакции). Поскольку число атомов до и после реакции остается неизменным, то их общая масса также изменяться не должна. Под массой понимали величину, характеризующую количество материи.

В начале 20 века формулировка закона сохранения массы подверглась  пересмотру в связи с появлением теории относительности (А.Эйнштейн, 1905 г.), согласно которой масса тела зависит от его скорости и, следовательно, характеризует не только количество материи, но и ее движение.  Полученная телом энергия E связана с увеличением его массы m соотношением E = m • c² , где с - скорость света. Это соотношение не используется в химических реакциях, т.к. 1 кДж энергии соответствует изменению  массы на 10^-11 г и m практически не может  быть  измерено. В ядерных  реакциях, где Е в 10⁶ раз больше, чем в химических реакциях, mследует учитывать.

Исходя из закона сохранения массы, можно составлять уравнения химических реакций и по ним производить расчеты. Он является основой количественного химического анализа.

Составление химических уравнений

Включает три этапа:

1.      Запись формул веществ, вступивших в реакцию (слева) и продуктов реакции (справа), соединив их по смыслу знаками "+" и "" :

HgO  Hg + O₂

2.      Подбор коэффициентов для каждого вещества так, чтобы количество атомов каждого элемента в левой и правой части уравнения было одинаково:

2HgO  2Hg + O₂

3.      Проверка числа атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения.

Закон постоянства состава

Впервые сформулировал Ж.Пруст (1808 г). 

Все индивидуальные химические вещества имеют постоянный качественный и количественный состав и определенное химическое строение, независимо от способа получения.

Из закона постоянства состава следует, что при образовании сложного вещества элементы соединяются друг с другом в определенных массовых соотношениях.

Пример.

CuS - сульфид меди. m(Cu) : m(S) = A_r(Cu) : A_r(S) = 64 : 32 = 2 : 1

Чтобы получить сульфид меди (CuS) необходимо смешать порошки меди и серы в массовых отношениях 2 : 1.Если взятые количества исходных веществ не соответствуют их соотношению в химической формуле соединения, одно из них останется в избытке.

_(Э) = (n • A_r(Э)) / M_r

Закон объемных отношений (Гей-Люссак, 1808 г.)

"Объемы газов, вступающих в химические реакции, и  объемы газов, образующихся в результате реакции, относятся между собой как небольшие целые числа".

Следствие. Стехиометрические коэффициенты в  уравнениях химических реакций для молекул газообразных веществ показывают, в каких объемных отношениях реагируют или получаются газообразные вещества.

Примеры.

a)  2CO + O₂  2CO₂

При окислении двух объемов оксида углерода (II) одним объемом кислорода образуется 2 объема углекислого газа, т.е. объем исходной реакционной смеси уменьшается на 1 объем.

b)     При синтезе аммиака из элементов:

n₂ + 3h₂  2nh₃

Один объем азота реагирует с тремя объемами водорода; образуется при этом 2 объема аммиака - объем исходной газообразной реакционной массы уменьшится в 2 раза.

Закон Авогадро ди Кваренья

(1811 г.)

В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температура, давление и т.д.) содержится одинаковое число молекул.

Закон справедлив только для газообразных веществ.

Следствия.

1.      Одно и то же число молекул различных газов при  одинаковых условиях занимает одинаковые объемы.

2.      При нормальных условиях (0C = 273К , 1 атм = 101,3 кПа) 1 моль любого газа занимает объем 22,4 л.

Пример 1.

Какой объем водорода при н.у. выделится при растворении 4,8 г магния в избытке соляной кислоты?

Решение. Mg + 2HCl  MgCl₂ + H₂

При растворении 24 г (1 моль) магния в HCl выделилось 22,4 л (1 моль) водорода; при растворении 4,8 г магния –– Х л водорода.

X = (4,8 • 22,4) / 24 = 4,48 л водорода

Пример 2.

3,17 г хлора занимают объем равный 1 л (при н.у.). Вычислите по этим данным молекулярную массу хлора.

Решение.

Находим массу 22,4 л хлора

1 л––3,17 г  хлора

22,4 л–– Х г  хлора

X = 3,17 • 22,4 = 71 г

Следовательно, молекулярная масса хлора - 71.

Уравнение Клайперона-Менделеева

Если записать объединенный газовый закон для любой массы любого газа, то получается уравнение Клайперона-Менделеева:

pV= (m / M) RT

где m - масса газа; M - молекулярная масса; p - давление; V - объем; T - абсолютная температура (°К); R - универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/(моль • К) или 0,082 л атм/(моль • К)).

Для данной массы конкретного газа отношение m / M постоянно, поэтому из уравнения Клайперона-Менделеева получается объединенный газовый закон.

2.Основные понятия термодинамики.

Термодинамическая система – тело или группа тел, находящихся во взаимодействии, мысленно или реально обособленные от окружающей среды.

Гомогенная система – система, внутри которой нет поверхностей, разделяющих отличающиеся по свойствам части системы (фазы).

Гетерогенная система – система, внутри которой присутствуют поверхности, разделяющие отличающиеся по свойствам части системы.

Фаза – совокупность гомогенных частей гетерогенной системы, одинаковых по физическим и химическим свойствам, отделённая от других частей системы видимыми поверхностями раздела.

Изолированная система – система, которая не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией.

Закрытая система – система, которая обменивается с окружающей средой энергией, но не обменивается веществом.

Открытая система – система, которая обменивается с окружающей средой и веществом, и энергией.

Совокупность всех физических и химических свойств системы характеризует еётермодинамическое состояние. Все величины, характеризующие какое-либо макроскопическое свойство рассматриваемой системы – параметры состояния. Опытным путем установлено, что для однозначной характеристики данной системы необходимо использовать некоторое число параметров, называемых независимыми; все остальные параметры рассматриваются как функции независимых параметров. В качестве независимых параметров состояния обычно выбирают параметры, поддающиеся непосредственному измерению, например температуру, давление, концентрацию и т.д. Всякое изменение термодинамического состояния системы (изменения хотя бы одного параметра состояния) есть термодинамический процесс.

Обратимый процесс – процесс, допускающий возможность возвращения системы в исходное состояние без того, чтобы в окружающей среде остались какие-либо изменения.

Равновесный процесс – процесс, при котором система проходит через непрерывный ряд равновесных состояний.

Энергия – мера способности системы совершать работу; общая качественная мера движения и взаимодействия материи. Энергия является неотъемлемым свойством материи. Различают потенциальную энергию, обусловленную положением тела в поле некоторых сил, и кинетическую энергию, обусловленную изменением положения тела в пространстве.

Внутренняя энергия системы – сумма кинетической и потенциальной энергии всех частиц, составляющих систему. Можно также определить внутреннюю энергию системы как её полную энергию за вычетом кинетической и потенциальной энергии системы как целого.

Формы перехода энергии от одной системы к другой могут быть разбиты на две группы. В первую группу входит только одна форма перехода движения путем хаотических столкновений молекул двух соприкасающихся тел, т.е. путём теплопроводности (и одновременно путём излучения). Мерой передаваемого таким способом движения является теплота.  Теплота есть форма передачи энергии путём неупорядоченного движения молекул. Во вторую группу включаются различные формы перехода движения, общей чертой которых является перемещение масс, охватывающих очень большие числа молекул (т.е. макроскопических масс), под действием каких-либо сил. Таковы поднятие тел в поле тяготения, переход некоторого количества электричества от большего электростатического потенциала к меньшему, расширение газа, находящегося под давлением и др. Общей мерой передаваемого такими способами движения является работа – форма передачи энергии путём упорядоченного движения частиц.

Теплота и работа характеризуют качественно и количественно две различные формы передачи движения от данной части материального мира к другой. Теплота и работа не могут содержаться в теле. Теплота и работа возникают только тогда, когда возникает процесс, и характеризуют только процесс. В статических условиях теплота и работа не существуют. Различие между теплотой и работой, принимаемое термодинамикой как исходное положение, и противопоставление теплоты работе имеет смысл только для тел, состоящих из множества молекул, т.к. для одной молекулы или для совокупности немногих молекул понятия теплоты и работы теряют смысл. Поэтому термодинамика рассматривает лишь тела, состоящие из большого числа молекул, т.е. так называемые макроскопические системы.

3.Типы термодинамических систем.
Классификация термодинамических систем касается только тепломеханических систем, учитывающих две формы движения: тепловую и механическую. Поэтому термодинамические системы являются частным случаем физических систем.
В современной физике существует следующая классификация термодинамических систем по признаку их возможности обмена энергией и веществом с окружающей средой или с другими системами: 
а) Система открытая, если возможен обмен энергией и веществом. 
б) Система закрытая, если обмен энергией возможен, а обмен веществом невозможен. 
Закрытые системы дополнительно подразделяются по признаку возможности осуществления энергообмена следующим образом: 
а) Система замкнутая, если энергообмен возможен, но работа над системой не совершается. 
б) Система адиабатная, если полностью отсутствует энергообмен системы с окружающей средой. 
в) Система изолированная, если невозможен обмен системы с окружающей средой ни энергией, ни веществом.

4.Параметры и функции состояния систем.

Параметры состояния (от греч. parametron - отмеривающий, соразмеряющий) (термодинамические параметры, термодинамические переменные), физические величины, характеризующие состояние термодинамической системы в условиях термодинамического равновесия.

Различают экстенсивные параметры состояния (обобщенные координаты, или факторы емкости), пропорциональные массе системы, и интенсивные параметры состояния (обобщенные силы, факторы интенсивности), не зависящие от массы системы. Экстенсивные параметры состояния – температура T, давление p, концентрации компонентов, их хим. потенциалы m₁, m₂...., m_k, напряженности электрич. Гельмгольца, энергия Гиббса. намагниченность и др. Интенсивные параметры состояния - температура T, давление р,концентрации компонентов, их химические потенциалы m₁, m₂, ..., m_k, напряженности электрического и магнитного полей и т. п. Значение экстенсивного параметра состояния для системы равно сумме его значений по всем элементам системы (подсистемам), т.е. экстенсивные параметры состояния обладают свойством аддитивности. Отнесение экстенсивного параметра состояния к единице массы или 1 молю вещества придает ему свойство интенсивного параметра состояния, называют удельной или молярной величиной соответственно. Интенсивные параметры состояния могут иметь одно и то же значение во всей системе или изменяться от точки к точке, эти величины не аддитивны, значение интенсивного параметра состояния не стремится к нулю при уменьшении размеров системы.

Между параметрами состояния системы существуют функциональные связи, поэтому не все параметры состояния являются взаимно независимыми. Выбор независимых параметров состояния, определяющих состояние системы и значения всех остальных параметров состояния, неоднозначен. В физической химии в качестве независимых параметров состояния при отсутствии химических реакций в системе чаще всего выбирают интенсивные параметры состояния - концентрации компонентов (числа молей n₁, n₂, ... , n_k,отнесенные к единице объема), температуру T идавление p(или Tи уд. объем V). Связь между T, р, V, n₁, п₂,... , n_kустанавливается посредством уравнения состояния. которое позволяет переходить от одного набора параметров состояния к другому. Так, Клапейрона - Менделеева уравнение,связывающее T, rи V,описывает состояние идеального газа.

Исключительно важную роль в термодинамике растворов играют параметры состояния - парциальные молярные величины.Для многофазных многокомпонентных систем,включая системы с хим. реакциями, число независимых параметров состояния можно установить с помощью фаз правилаГиббса.

Иногда термин «параметры состояния» используют в смысле «функции состояния» или «естественной независимой переменной» (см. Термодинамические потенциалы).Существуют более общие макроскопические параметры состояния, которые характеризуют систему, не обязательно находящуюся в состоянии равновесия.

5.1 закон термодинамики.

Внутренняя энергия может изменяться только под влиянием внешних воздействий, то есть в результате сообщения системе количества теплоты Q и совершения над ней работы (- А):



или

.            (11)

Это выражение представляет собой закон сохранения энергии в применении к макроскопическим системам и является математической формулировкой I-го начала термодинамики:

количество тепла, сообщенное системе, идет на приращение внутренней энергии системы и на совершение системой работы над внешними телами.

Если в изолированной системе (Q = A = 0) не происходит никаких превращений энергии, кроме теплообмена между телами, входящими в эту систему, то количество теплоты, отданное охлаждающимися при этом телами, равно количеству теплоты, полученному телами, которые нагреваются. Суммарная внутренняя энергия системы при этом не меняется.

.             (12)

Уравнение (12) называется уравнением теплового баланса.

Применим первое начало термодинамики для получения выражений для теплоемкости идеального газа.

Теплоемкость системы численно равна количеству теплоты, которое необходимо сообщить системе, чтобы ее температура увеличилась на 1 Кельвин.  

Если система получила количество тепла Q, и ее температура изменилась на T, то теплоемкость этой системы будет равна:

C = Q/T.             (13)

Если под системой понимается 1 моль вещества, то теплоемкость называется молярной и обозначаетсяС, если под системой понимается единица массы вещества, то теплоемкость называется удельной и обозначается c_уд:

c_уд = C/M.               (14)

Элементарное количество теплоты Q, сообщаемое системе, представляющей собой  молей идеального газа, для изменения ее температуры от Т до Т + T, равно:

.      (15)

Внутреннюю энергию можно изменить двумя способами: путем передачи теплоты и путем совершения работы. При теплопередаче молекулы более нагретого тела передают часть своей энергии хаотического движения молекулам более холодного тела. Переданное количество теплоты является мерой изменения внутренней энергии каждого из тел: U = Q. 

Принято считать, что Q > 0, если тело получает энергию, и Q < 0, если тело отдает свою энергию. При совершении механической работы должно происходить направленное перемещение тел под действием сил, например, перемещение поршня в цилиндре с газом. Если газ расширяется, то сила давления газа на поршень совершает положительную работу (A > 0) за счет внутренней энергии газа. Если внешние силы больше силы давления газа, то газ сжимается и работа газа будет отрицательной (A < 0), при этом внутренняя энергия увеличивается. 

В обоих случаях будет справедливо уравнение U = – A. Если система одновременно совершает работу и получает или отдает теплоту, то изменение ее внутренней энергии U = Q – A.

Уравнение U = Q – A называется первым законом термодинамики (или первым законом термодинамики). 

Изменение внутренней энергии термодинамической системы Uравно разности полученного количества теплоты Q и работы A, совершенной системой. 

Первый закон термодинамики является законом сохранения энергии для тепловых процессов. Согласно ему A = Q – U. Этот закон говорит о том, что любая машина (любой двигатель) может совершать работу только за счет получения извне некоторого количества теплоты или уменьшения своей внутренней энергии. Многие изобретатели пытались построить машины, которые совершали бы работу, не тратя никакой энергии. Эти машины назывались вечными двигателями первого рода. 

Вечный двигатель первого рода не возможен – таков вывод из первого закона термодинамики.