Химия шпоры. Химия (Ответы на вопросы). Классификация основных классов неорганических веществ. Составление формул и номенклатура химических соединений

• Название: Классификация основных классов неорганических веществ. Составление формул и номенклатура химических соединений
• Анкор: Химия шпоры
• Дата: 01.02.2021
• Размер: 489.52 Kb.
• Имя файла: Химия (Ответы на вопросы).docx
• Тип: Документы; #173150
• страница: 2 из 8

Раздел химии, в котором изучают тепловые эффекты химических реакций, называется термохимией. Термохимия оперирует так называемыми термохимическими уравнениями, представляющими собой обычные химические уравнения, в которых указана величина сопровождающего реакцию теплового эффекта и термодинамическое состояние каждого из участников. Под последним понимают температуру, агрегатное состояние участников, состав и концентрации растворов.

Первый закон термохимии (закон Лавуазье-Лапласа) формулируется так: Тепловой эффект реакции образования сложного вещества из простых равен по абсолютному значению, но противоположен по знаку тепловому эффекту реакции разложения данного соединения на простые вещества. ΔНºобр= –ΔНºразл.

Второй закон термохимии (закон Гесса) формулируется следующим образом:

Тепловой эффект химической реакции, протекающей при постоянном давлении или при постоян­ном объеме, не зависит от числа, последовательности и характера ее промежуточных стадий, но определяется только природой исходных веществ и продуктов и условий реакции, а также начальным и конечным состоянием системы. ΔНреакц= ΔНст1+ ΔНст2+ ΔНст3+ ΔНст...
11.Характеристические функции состояния термодинамических систем, связь их с параметрами систем и друг с другом.

Характеристической функцией называется такая функция, посредством которой или ее производной могут быть выражены в явной форме термодинамические свойства системы. Под термодинамическими свойствами понимают такие физические свойства, которые зависят только от температуры, давления(или объёма) и состава. Наиболее часто в термодинамике используют следующие характеристические функции: внутренняя энергия(U), энтальпия(H), энтропия(S), изохорно-изотермический потенциал(F) изобарно-изотермический потенциал(G).

Характеристическими функциями являют

внутренняя энергия системы рассматриваемая как функция энтропии и обобщённых термодинамических координат— объёма системы, площади поверхности раздела фаз, длины упругого стержня (пружины, резиновой нити), поляризации диэлектрика, намагниченности магнетика, масс компонентов системы .

энтропия системы рассматриваемая как функция внутренней энергии и обобщённых координат любая обобщённая координата (пусть, для определённости, это будет рассматриваемая как функция внутренней энергии U, энтропии и остальных обобщённых координат

Процесс– это переход системы из одного состояния в другое с изменением параметров состояния.

В основе классификации процессов лежат различные признаки.

1. По характеру изменения параметров состояния процессы подразделяют на:

- изотермические (Т= const, ∆T = 0);

- изобарные (р = const, ∆р = 0);

- изохорные (V= const, ∆V= 0);

- адиабатические (теплота Q = const, ∆Q = 0);

- циклические (∆U=0);

- экзотермические (∆Q > 0);

- эндотермические (∆Q < 0).

12. 
    Внутренняя энергия. Первый закон термодинамики.
    

Внутренняя энергия — это величина, характеризующая собственное состояние тела, т. е. энергия хаотического (теплового) движения микрочастиц системы (молекул, атомов, электронов, ядер и т. д.) и энергия взаимодействия этих частиц.

Внутренняя энергия идеального газа складывается только из энергии движения молекул, так как взаимодействием молекул можно пренебречь. Внутренняя энергия одноатомного идеального газа определяется по формуле

Первый закон термодинамики :

изменение внутренней энергии замкнутой системы равно сумме количества теплоты, переданной системе, и работы внешних сил, совершенной над системой.

Применение первого закона термодинамики к изопроцессам
В изотермическом процессе температура постоянная, следовательно, внутренняя энергия не меняется. Тогда уравнение первого закона термодинамики примет вид: , т. е. количество теплоты, переданное системе, идет на совершение работы при изотермическом расширении, именно поэтому температура не изменяется.

В изобарном процессе газ расширяется и количество теплоты, переданное газу, идет на увеличение его внутренней энергии и на совершение им работы: .

При изохорном процессе газ не меняет своего объема, следовательно, работа им не совершается, т. е. А = 0, и уравнение первого закона имеет вид , т. е. переданное количество теплоты идет на увеличение внутренней энергии газа.

Адиабатным называют процесс, протекающий без теплообмена с окружающей средой. Q = 0, следовательно, газ при расширении совершает работу за счет уменьшения его внутренней энергии, следовательно, газ охлаждается.

12. 
    Энтальпия, изменение энтальпии, стандартная энтальпия образования.
    

Энтальпия (Н) - термодинамическая функция состояния химической системы, отвечающая тепловому (энергетическому) эффекту реакции в этой системе при постоянном давлении.

Энтальпия - энергосодержание - мера энергии, накапливаемой пpи образовании вещества, характеризует термодинамическую устойчивость, прочность вещества и является количественным выражением энергетических свойств соединения. Энтальпия вещества зависит от его состояния и от условий, поэтому все энтальпии образования отнесены к одинаковым состояниям и условиям, которые называются стандартными.

Стандартным состоянием вещества называется такое eго агрегатное состояние, которое устойчиво (т.е. обладает наименьшей энтальпией) при стандартных условиях. Стандартные условия протекания реакции отвечают постоянству термодинамической температуры и давления системы. Стандартное давление в системе 1·105 Па.

Энтальпии (теплоты) образования простых веществ в стандартных состояниях и при стандартных условиях приняты равными нулю.

Энтальпией (теплотой) образования сложного вещества из простых веществ называется тепловой эффект реакции образования 1 моль вещества из простых веществ, находящихся в стандартных состояниях. Ее называют стандартной энтальпией (теплотой) образования и обозначают ∆H0f.

Под стандартной теплотой образования понимают тепловой эффект реакции образования одного моль вещества из простых веществ, его составляющих, находящихся в устойчивых стандартных состояниях.

14. Энтропия, определение энтропии (вероятное, энергетическое, техническое). Энтропия процесса, стандартная энтропия.

Стандартная энтропия вещества – абсолютное значение энтропии вещества при стандартных условиях в любом данном агрегатном состоянии.

Расчет Δ S
Δ S 0реакции= ∑νn Δ S 0продуктов - ∑νn Δ S 0исходных веществ

Выводы:

1) Измерение S характеризует стремление сист к наиболее вероятному состоянию с наибольшим беспорядком (с наиб S)

2) Изменение S не является однозначным критерием возможности самопроизвольного протекания процесса.

Несамопроизвольными процессами называются те, для совершения которых требуется затрата работы извне.

Несамопроизвольный процесс приводит к уменьшению порядка в системе и характеризуется уменьшением S.

S<0 – несамопроизвольный процесс

Самопроизвольными процессами называют процессы, которые могут протекать без затраты работы извне (обмен, нейтрализация).

Самопроизвольный процесс приводит к увеличению порядка в системе и характеризуется увеличением S.

S>0 – самопроизвольный процесс

Абсолютная энтропия (S) вещества или процесса – это изменение доступной энергии при теплопередаче при данной температуре (Btu/R, Дж/К).

Удельную энтропию (S) измеряют относительно единицы массы вещества. Температурные единицы, которые используются при вычислении разниц энтропии состояний, часто приводятся с температурными единицами в градусах по Фаренгейту или Цельсию.

Энтропия характеризует структуру системы с точки зрения распределения энергии в объёме внутри и вокруг системы, отражая меру связи и взаимодействия частиц системы. Энтропия получается пропорциональной отношению упорядоченной (структурной, потенциальной) энергии, обеспечивающей целостность и неизменность системы, к хаотической энергии теплового движения частиц. Под упорядоченной энергией подразумевается энергия направленного движения вещества, энергия сжатия от давления и потенциальная энергия вещества в гравитационном и электромагнитных полях.

Отношение общего количества теплоты ∆Q к величине абсолютной температуры Т назвал изменением энтропии.
15.Второй закон термодинамики. Энергия Гиббса. Стандартная энергия Гиббса образования. Изменение энергии Гиббса.

В системе при постоянной температуре и давлении самопроизвольно могут совершаться только такие процессы, в результате которых энергия Гиббса уменьшается, т.е. ΔGкон > ΔGнач, или ΔG < 0.

На основе этого сформулирован второй закон термодинамики для изолированных систем.

В изолированных системах самопроизвольно могут совершаться возрастает, т. е.  S > 0.

энергия Гиббса G:


Энергия Гиббса является обобщенной термодинамической функцией состояния системы, учитывающей энергетику и неупорядоченность системы при изобарно-изотермичес­ких условиях.

Энергию Гиббса называют также изобарно-изотермическим потенциалом или свободной энергией.

Подобно другим термодинамическим параметрам и функ­циям, характеризующим состояние системы, изменение энер­гии Гиббса в результате любого процесса определяется только конечным и начальным состоянием системы, независимо от пу­ти процесса:

Для полной энергетической характеристики вещества при стандартных условиях используют стандартную энергию Гиббса образования вещества   G⁰, значение которой дано в справочной литературе. Для простых веществ в термодинамически устой­чивой форме стандартная энергия Гиббса их образования ус­ловно принята равной нулю.

В химических процессах одновременно действуют два противоположных фактора — энтропийный. Суммарный эффект этих противоположных факторов в процессах, протекающих при постоянном давлении и температуре, определяет изменение энергии.

Характер изменения энергии Гиббса позволяет судить о принципиальной возможности осуществления процесса. При процессе может протекать — самопроизвольный процесс, при процессе протекать не может — не самопроизвольный процесс (иными словами, если энергия Гиббса в исходном состоянии системы больше, чем в конечном, то процесс принципиально может протекать, если наоборот — то не может). Если же то система находится в состоянии химического равновесия.
16. Критерии направления термодинамических процессов, мера необратимости процессов (S).

Любой термодинамический процесс изменения состояния тела или системы тел характеризуется наличием связи независимых переменных состояния рассматриваемого тела или системы тел , причем это уравнение называется уравнением процесса.

Химические процессы также характеризуются своим потенциалом. Подобно механическому (гравитационному) потенциалу он уменьшается в самопроизвольно протекающих процессах. При исчерпании движущей силы взаимодействия этот потенциал достигает минимума. Потенциал, являющийся движущей силой химических процессов, протекающих при p, T=const, принято называть изобарно-изотермическим потенциалом, или, ради краткости, изобарным потенциалом.
Условием принципиальной осуществимости процесса, т.е. возможности самопроизвольного протекания реакции в прямом направлении является неравенство G<0.

Если рассматриваемая реакция осуществима в прямом направлении, то в обратном направлении при данном р, Т, она протекать не может, так как в этом случае G>0, это неравенство является индикатором принципиальной невозможности процесса.
17. Критерии принципиальной возможности и невозможности химических процессов (G).

При изучении химических процессов прежде всего необходимо установить их принципиальную осуществимость, оценить возможность или невозможность их самопроизвольного протекания при заданных условиях.

Самопроизвольным называется процесс, который осуществляется без затраты работы (энергии) извне. Так, самопроизвольно камни скатываются с горы, теплота передается от более нагретого тела к менее нагретому, а химические реакции достигают состояния равновесия. В обратном направлении самопроизвольный процесс идти не может.

По-видимому, протекание рассмотренных и других процессов определяется какой-то причиной или, как принято говорить, движущей силой. Одной из составляющих (причем наиболее значимой) движущей силы всех (в том числе и химических) самопроизвольно идущих процессов является тенденция к понижению энергии системы.

Одной из движущих сил химической реакции является рассмотренное нами ранее уменьшение энтальпии системы, т.е. экзотермический тепловой эффект реакции, стремление частиц (молекул, ионов, атомов) к хаотичному движению, а системы – к переходу от более упорядоченного состояния к менее упорядоченному. В изолированной системе самопроизвольно протекают процессы, сопровождающиеся увеличением энтропии. При достижении максимально возможного для данных условий значения энтропии в системе устанавливается состояние равновесия (dS= 0).

Таким образом, изменение энтропии является критерием возможности самопроизвольного протекания химического процесса в изолированной системе:

если dS> 0 – в системе самопроизвольно протекает прямая реакция;

если dS= 0 – система находится в состоянии равновесия;

если dS< 0 – в системе самопроизвольно протекает обратная реакция.
18. Актуальность раздела. Предмет химической кинетики.

Химическая кинетика– раздел физической химии, посвященный изучению скоростей и механизмов химических реакций.

По механизму химические реакции делят на простые и сложные. К простым относятся реакции, которые протекают только в одну стадию.

Скоростью химической реакции называют количество элементарных актов реакции, совершающихся в единицу времени.

Скорость химических реакций варьирует в широких пределах (от десятимиллионных долей секунды при взрыве тротила или нитроглицерина до миллионов лет в случае образования каменного угля из древесины).

Для определения скорости реакции достаточно знать изменение концентрации во времени только одного из участвующих в реакции веществ, причем безразлично какого вещества - исходного или конечного.

Механизм реакции – это последовательность протекания элементарных стадий

Элементарная стадия – это единичный акт образования или разрыва химической связи
19. Скорость химической реакции. Факторы, влияющие на скорость химических реакций.

Скоростью химической реакции называется число элементарных актов реакции, происходящих в единицу времени в единице объема (для гомогенных реакций) или на единице поверхности раздела фаз (в случае гетерогенных реакций)

Скорость химической реакции обычно характеризует изменение концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени.

Факторы, влияющие на скорость химической реакции

Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации и внешних условий (например, температуры, давления, катализаторов).

В зависимости от природы реагирующих веществ реакции могут протекать как очень медленно (некоторые реакции между органическими веществами, многие реакции с участием твердых веществ, как, например, коррозия металлов), так и очень быстро (ионные реакции в растворах).

В промежуточном случае, скорость реакции может быть такой, что ее нетрудно измерять в ходе короткого опыта.

Зависимость скорости реакции от природы веществ очень сложна, она связана с их составом и строением. Химический процесс всегда представляет собой некоторую перегруппировку атомов, т. е. их обмен местами, разъединение или, наоборот, объединение отдельных атомов или молекул в более сложные. Совершенно естественно, что подобные процессы могут развертываться лишь при достаточно тесном сближении молекул реагентов или, как часто выражаются, при их столкновении.

Необходимым условием того, чтобы между частицами исходных веществ, произошло химическое взаимодействие, является их столкновение друг с другом. Только при этом станут возможны те переходы электронов и перегруппировки атомов, в результате которых образуются молекулы новых веществ — продуктов реакции. Поэтому скорость реакции пропорциональна числу соударений, которые претерпевают молекулы реагирующих веществ.

Число соударений в свою очередь тем больше, чем выше концентрация каждого из исходных веществ или, что, то же самое, чем больше произведение концентрации реагирующих веществ.
20. Влияние концентрации на скорость реакции. Закон действующих масс для скорости реакции. Кинетические уравнения.

В гомогенном (однофазном) процессе реакция протекает во всём объёме системы и её скорость характеризуется изменением концентрации любого реагента, или любого продукта в единицу времени. Различают среднюю скорость vср = ±ΔС/Δt, где ΔC – изменение молярной концентрации за период времени Δt , и истинную скорость в момент времени t, представляющую собой производную от концентрации по времени: v = ±dС/dt.

Скорость каждой конкретной реакции в отсутствие катализатора зависит от концентраций реагентов и от температуры. Скорость гетерогенных реакций, протекающих на межфазной поверхности раздела, зависит также от величины этой поверхности.