неорганическая химия. Общая и неорганическая химия - 1 курс. Изуч законы,описие оьмен эн между системой и внеш ср превр тепл эн в др формы энергии. Система ч окр ср мысленно или физ отделяемая от др ее части. Законы т д. позволяют опред велич поглащ или выдел эн
 Скачать 72.26 Kb.
|
|
1.Химическая термодинамика. Изуч.законы,опис-ие оьмен эн между системой и внеш.ср. превр тепл эн. в др.формы энергии. Система-ч.окр.ср.мысленно или физ.отделяемая от др. ее части. Законы т.д. позволяют: -опред.велич.поглащ или выдел.эн. -предсказать характер изм-ий в исслед.хим.ср. Функции сост.-парам.измен.кот.в обратимом проц. Зависит только от нач и конеч сост.сист. и не зависит от пути перехода это: -внутр энергия U. -энтальпия H. -энтропия S. -энергия Гиббса G. 1) 1-ый з.т/д.Энтальпия хим.сист: Работа переходит в теплоту в строго эквив-ом соотн-ии,или нельзя постр.машину кот создавала бы работу из ничего. Теплота Q,погл-ая системой идет на изм. Ее внутр.эн.: Q=(U2-U1)+A. Внутр.эн.сист.U- общ.зап.эн. поступат и вращат движений молекул,энергии внутримолекулярных колебаний атомов и молекул. ΔU=Uкон-Uнач. Для изоб-изот.проц А-работа против внеш.давл А=P(V2-V1). Qр=(U2-U1)+ P(V2-V1). U+PV=H – энтальпия или внутр.теплосод-ие сист. Тогда Qр=H2-H1=ΔH ΔH-из. энт.(тепл.эфф.реакции при изоб.изот проц-ах) Размерность энтальпии кДж/моль или ккал/моль (1кал=4.186 Дж). Станд.энт.образования в-ва-изм.энт.реакции обр-ия 1 моля данного в-ва из простых в-в в станд.усл. Станд.сост.:Т=25град или 298К,Р=1атм(760мм рт ст или 101.325 Па). Энтальпия простых в-в принята равной 0. 2)Закон Гесса. Тепловой эффект(изм.энтальпии) реакции не зависит от пути перехода,а завис.только от нач и конеч сост участвующих в реакции в-в. Он равен сумме тепловых эфф-ов промежуточных стадий процесса. Следствия из з.Гесса: тепл. Эфф.р-ии равен сумме теплот обр-ия продуктов р-ии за вычетом суммы теплот обр-ия исход. В-в: аА+вВ+…=сС+дД+… Δ  р=(сΔС+дΔ )-(………………..)3) 2-ий з.т/д. -Невозможна передача тепла от менее нагретого тела к более нагретому. -Невозможно самопроизвольное сжатие газа. -Кажд.сист.стерм-ся к макс.сиепени неупорядоченности благодаря выравниванию Т,С,Р,”фи” и т.д. -Любая сист. предоставленная сама себе стермится к состоянию,облажающему наиб-ей вероятностью. Число микросостояний с помощью кот осущ-ся данное макросостояние наз-ся вероятностью его состояния (W). Чем больше W,тем больше неупорядоченность системы. Эта величина – энтропия S. Формула Больцмана : S=(R/No)*ln(W) или S=Kln(W). Для произв.проц.изм-ие энтропии выраж-ся отн-ем тепл.эфф к абсол.тепл: ΔS=Q/T или ΔS=ΔH/T (Дж/моль*К) Энтропия явл.характ-ой меры неупоряд-ти сист. 4)3-ий з.т/д. Наименьшую энтропию S имеют ид.правильно постр. кристаллы при абсолютном нуле. S зависит от: 1)температуры. 2)агрегатного состония. S ↑ при повышении Т и переходе в-ва из крист. в жидкое и из ж.в газ.сост(беспорядок возрастает) Направление самопроизвольного протекания хим.р. Принцип Бертло: Критерием выгодности протекания процесса («мерой хим-го сродства») ялв. Тепловой эфф.реакции. Любая сист.стрем-ся к минимуму энергии,поэтому реакции самопроизвольно протекают при выд-ии тепла. Однако,при высоких температурах вопреки принципу Бертло,происходят процессы,сопровожд-еся поглощением тепла. Энергия Гиббса. Все системы самопроизвольно стремятся к минимуму энергии ΔH<0,но к максимуму беспорядка ΔS>0. Функцией состояния,одновременно отр-ей влияние обеих тенденций на направление протекания хим. проц-ов, явл-ся энергия Гиббса G(изоб.-изот-ий потенциал): G=H-TS,ΔG=ΔH-T ΔS (при P и Т = const). 2.Кинетика.Химическая кинетика. Изучает: -скорости хим.реакций. -факторы влияющие на скор реак. -механизм. т.е. путь по кот протекает процесс. Фаза- ч.системы отделенная от др. ее частей поверхностью раздела при переходе через. кот св-ва изменяются скачкообразно. Компонент-ч.системы облад. при норм усл. строго определенным комплексом свойств. u(гомог)=+- ΔY/V Δt (моль/л*сек) u(гетеро)=+- ΔY/S* Δt (моль/см^2*сек) u(гомог)=+- ΔC/ Δt Факторы влияющие на скор.хим.реак.: -природа реаг-их в-в -концентрация -поверхность раздела (для гет.сист.) -температура -катализаторы -разл.виды излучений -форма сосуда и др. Закон действия масс. Скорость хим реакции пропорциональна произв-ию концентраций взаимод-их в-в в степенях их стехиометрических коэф-ов. Константа скорости-скорость ре-ии при единичных конц-ях взаимод-их в-в. Зависит от тех же факторов что и скорость,кроме С. Порядок реакции-сумма показателей степеней з.д-ия масс.(N). Молекулярность р-ии-количество моль в реакции (M). Скор.реакции при повышении темп-ры на каждые 10град. возрастает в 2-4 раза Y=2-4 –температурный коэфф.реакций. Правило Вант-Гоффа: Y=(Kt+10)/Kt=>Vt2=Vt1*Y^((t2-t1)/10) Уравнение Аррениуса: Кс=А*е^(-Eакт/RT),A-константа. Энергия активации-та доп.эн. кот. мы должны сообщ сист.для перевода молекул в реакционно способное сост. Eакт <80 кДж/моль – очень быстрые Eакт =80-180 кДж/моль –средние Еакт >80 кДж/моль – очень медленные. 3.Катализ Действ.кат-ра закл. в ум-ии Еакт процесса за счет изменения хода реакции. Д-ие катализаторов: -Ингибиторы-замедляют процессы -Промоторы-усил-ют д-ие ката-ов -Каталитические яды-ослабляют д-ие кат-ов. 4.Химическое равновесие. Обрат.реакции протекают до уст-ия равновесия. Хим.равновесие-это такое сост. когда v(прям)=v(обр). К(равновесия)=Кс(вправо)/Кс(влево) Чем больше Кр тем больше выход(вход) реакции. Закон де-ия масс равных концентраций: при одинак. темп сост. равн-ия сист. отн-ия произв-ия рав-ных конц-ий продуктов р-ии к произв-ию рав-ных конц-ий исходных компонентов в степенях стехиометрических коэф-ов есть величина пост. для данной сист. и наз-ся константой равновесия. Кр=([С]^c*[Д]^д)/([А]^а*[В]^в) Для гетерогенных систем: [Ств]=const Принцип Ле-Шателье: На каждое действие оказ-ся противодействие.(при изменении внешних условий в равновесной системе происходит сдвиг равновесия,направленный в сторону той реакции, которая противодействует произведенному изменению). 5.Растворы. Истинные р-ры- гомог сист. сост из 2-ух или более комп-ов один из кот явл-ся растворителем. Частицы р-ра+р-р вещ+их продукт взаимодействия. ΔН(обр.р-ра) = ΔН(структ) + ΔН(процесс взаимод-ия р-ра с вещ-ом,гидратация) ΔН(стр)<0, ΔH(гидр)>0 Способы выр-ия сод-ия в-в в р-ре: Массовая доля-отношение массы растворенного в-ва к общей массе р-ра.(масс.%) С=(м(в-ва)/м(р-ра))*100% м(в-ва)=p*V*С м(р-ра)=м(в-ва,растворенного)+м(растворителя) Молярная концентрация См – величина равная отношению кол-ва растворенного в-ва к общему объему р-ра(моль/л). См=м(в-ва)/мю(в-ва)*V. м(в-ва)=См*мю*V. Эквивалентная(нормальная) концентрация – величина равная отношению кол-ва эквивалентов (эквивалент – это такое кол-во вещ-ва кот. нацело реаг-ет с одним молем атомов водорода или вытесняет это кол-во водорода из его соединений)растворенного вещ-ва к общему объему раствора (моль-экв/л): Сн=м(в-ва)/Э*V. Экв.сложн.в-ва-такое его кол-во кот. взаимод. без остатка. Э(кислоты)=М(кислоты)/основность ксилоты Э(основания)=М(основания)/кислотность основания Э(соли)=М(соли)/кол-во атомов Ме*вал-ть Ме Степень диссоциации-отношение концентрации молекул распавшихся на ионы к исходной концентрации молекул: а(альфа)=(Сдис/Сисх)*100% Электролиты: -сильные а>30% -средние а-3-30% -слабые а<30 С(ионов)=n*С(дисс),n- число ионов данного вида получ. при дис-ии д.молекул. С(ион)=С(дисс)*n=аС(исх)*n С(недис)=С(исх)-С(дис)=С(исх)-аС(исх) С(недис)=С(исх)(1-а) Понятие о к.д.: Конст.дисс.характеризует способность слабого электролита к распаду на ионы. Чем меньше Кдисс тем слабее электролит. Кд,HCN> |