Лекции по химии. Лекция 1. Литература Карпин. Курс химии. Общая химия. Соколовская, изд. Мгу 1989г

• Название: Лекция 1. Литература Карпин. Курс химии. Общая химия. Соколовская, изд. Мгу 1989г
• Анкор: Лекции по химии.doc
• Дата: 22.04.2017
• Размер: 10.13 Mb.
• Имя файла: Лекции по химии.doc
• Тип: Лекция; #5409
• Категория: Химия
• страница: 4 из 8

Лекция №4

Классификация кристаллов по виду хим. связи.

1. 
   Молекулярные кристаллы:
   

В молекулярных узлах решетки находится молекула. Между узлам такой решетки будет молекулярная связь (силы Вандервальса).

Силы Вандервальса:

Энергия: 0.4 - 4.2 кДж/моль так как эта энергия мала – кристаллы обладают:

-большой летучестью

-низкой температурой плавления.

-диэлектрики.

Плотность упаковки определяет хим. связи внутри молекулы. Для молекулярных кристаллов применимы все стеклометрические законы.

2. 
   Атомные кристаллы с металлической связью (атомные металлические решетки) .
   

Металлы реализуют металлическую связь, в силу металлической связи кристаллы обладают:

- хорошей теплопроводностью

• 
  хорошие проводники
  

3. 
   Атомные кристаллы с ковалентной связью: графит, алмаз, и тд.
   

В плоских решетках между узлами суммируется ковалентная связь:

-направленная

-насыщенная

За счет ковалентной связи кристаллы обладают:

• 
  невысокое координационное число
  
• 
  высокие температуры плавления
  
• 
  большая твердость
  
• 
  диэлектрики, полупроводники
  
• 
  электронная проводимость
  
• 
  энергия кристаллической решетки велика (она определяется прочностью ковалентной связи)
  

4. 
   Ионные кристаллы:
   

NaCl, CsCl

В узлах – ионы, между которыми кулоновские взаимодействия.

Ионная связь: ненаправленная, ненасыщенная

Кристалл – как одна большая молекула.

За счет ионной связи кристаллы обладают:

• 
  малая твердость
  
• 
  диэлектрики, полупроводники
  
• 
  высокая температура плавления
  

5. 
   Реальные кристаллы: дефект кристаллов – нарушение дальнего порядка кристаллической решетки.
   

Для реальных кристаллов всегда имеет место дефект.

Дефект кристаллической решетки появляется:

• 
  тепловое воздействие на кристалл
  
• 
  возможно внедрение в решетку примесей
  
• 
  механическое напряжение в кристалле
  

Дефекты:

1. 
   точечные дефекты – это нарушение в 1-2 узла или междоузлие в расчете на 1 элементарную ячейку.
   

Классификация точечных дефектов (классификация по структуре)

А) Дефекты по Шоттки (по автору определившему структуру)



- вакансия

Тепловые вакансии возникают у меди

Б) Структура вычитания АВ



Часть узлов в подрешетке В не занято. АВ _1-0. Это однокристальная структура вычитания

PbS_0,9995 (пять десятитысячных в подрешетке серы отсутствуют)

Pb_0.9995S имеет место двусторонняя структура вычитания:

TiO_0.7-1.3 (30 % узлов может быть не занято в подрешетке кислорода и 30% у Ti)
В) Структура …….. (твердые растворы )



R_a=R_b. Узлы заполняют друг друга.

Г) Структура внедрения (твердые растворы с ограниченной растворимостью)
В) внедряется в междоузлие.


Д) Структура по Френнелю (структура смещения).

[A]+( )=[ ]+(A). ( )-междоузлие

Точечные дефекты показывают то, что существуют соединения переменного состава. Эти дефекты с атомной ковалентной связью.

От количества дефектов зависят электрофизические свойства.

2. Протяжённые – это когда нарушения дальнего порядка распространяются на большое количество.

а) трещина в кристалле

б) микроверны: открытые

(пустота), закрытые

в) мозаика

г) дислокация – нарушение дальнего порядка вдоль линии (линия дислокации)

д) краевые.

Дислокация влияет на механические свойства кристалла.



Основные элементы химической термодинамики.

1. Основные понятия и определения:

Химическая термодинамика – изучающая период цикла при химических реакциях в виде работы.

Термодинамика:

• 
  общая
  
• 
  статистическая
  
• 
  химическая (вид термодинамики в химических процессах)
  

Она изучает:

1. 
   Тепловые эффекты химических и физико-химических процессов.
   
2. 
   определяет возможности происхождения химических процессов.
   
3. 
   Определяет предел протекания химической реакции (условие равновесия химической реакции).
   

Объект изучения в химической термодинамике – химическая система. Химическая система – совокупность химических веществ, находящихся во взаимодействии и мысленно или фактически обособленно от окружающей среды.

Вещества, из которых состоит химическая система – компоненты.

Химические системы могут быть:

Гомогенными (физически и химически однородная система – в ней отсутствуют поверхности раздела) – однофазная.

Гетерогенными (физически и химически неоднородная система – в ней обязательно присутствуют поверхности раздела) – многофазная.

Фаза – гомогенная ёмкость гетерогенной системы, ограниченная поверхностью раздела.

- Твердый лед

Вода
Н₂О – твёрдый лёд2 фазы.

Н₂О – вода.

Термодинамическая химическая система характеризуется:

Фазовым состоянием:

Н₂₍₂₎ + О₂₍₂₎ = 2Н₂О – газообразная вода.

2Н₂О + О₂ = 2Н₂О⁽²⁾ – жидкая вода.

Параметры состояния:

Интенсивные (не зависящие от размеров и массы системы).

Экстенсивные (зависящие от размеров и массы системы).

Эти параметры обладают аддитивностью (их можно исследовать).

P, V, T – комбинационное распределение.

По отношению к окружающей среде системы бывают:

• 
  изолированные (как классы обмена с окружающей средой)
  
• 
  закрытые (есть электрообмен с окружающей средой).
  
• 
  Открытые (есть электрообмен с окружающей средой, но нет массообмена). Совокупность термодинамических параметров определяет состояние системы:
  

Различают:

• 
  равновесное состояние (если термодинамические параметры с течением времени не изменяются и сохраняют постоянные значения в пределах фазы).
  
• 
  Неравновесное состояние.
  

Изменение хотя бы одного из параметров вызывает процесс.

Различают:

• 
  равновесный (обратимый) – проходит через непрерывную последовательность равновесных состояний (или когда при изменении в окружающей среде процесс меняется).
  
• 
  Неравновесный (необратимый процесс) Т=const.
  

Бесконечно уменьшить давление и бесконечно увеличить объём, и если в окружающей среде нет изменений, то процесс обратимый.



Путь туда и обратно не одинаков. Реальные процессы необратимы, идеальные – обратимы.

В химической термодинамике вводится понятие стандартных условий:



Высокомерность:

1 закон термодинамики – понятие внутренней энергии, энтропии.

Начало термодинамики: энергия не возникает из ничего, а переходит из одной формы в другую в строго эквивалентных количествах. Невозможно получить энергию, не затратив работу. Изменение внутренней энергии в системе равно 0.



q – теплота – мера передачи энергии (за счёт разности Т).

передача теплоты зависит от пути процесса.

Работа – мера передачи энергии, за счёт перемещения массы, под действием различных сил.

Работа зависит от пути процесса.

Внутренняя энергия системы – полная энергия.

U=E_k+E_п (атомов, молекул).

Абсолютную величину внутри энергии определить нельзя, а можно определить только изменение.
U=S (состояние системы).



Химические процессы проводят при:

не зависит от пути состояния.

1. 
   если V₁T=const
   

-истинная теплоёмкость.


Тепловые эффекты химических реакций. Закон Гесса

и следствия из него.

Тепловые эффекты химических реакций – теплота, которая выделяется или поглощается при химической реакции при данных условиях:

V₁T=const. q_V,T=U

p₁T=const. q_p,T=H

Для сравнения тепловых эффектов вводят понятие стандартного состояния вещества. Для газов принимают такое состояние, при котором =1атм.

Жидкость С_i=1 моль/литр.
Лекция №5.

Работа расширения одного моля идеального газа.

Условия: газ расширяется в пустоту без противодействия.

Работа расширения:

Для различных процессов:


Изобарический процесс: p = const.

-для одного моля газа



Изотермический процесс: f=const.



Изохорический процесс: V=const.



Теплоёмкость: при стремящемся к 0 – истинная теплоёмкость.

C = a + bT + vT²t – степенная функция температуры.

Закон Гесса позволяет определить тепловой эффект реакции, не проводя самой реакции.

Следствие закона Гесса: теплотой образования называется тепловой эффект реакции получения данного соединения из простых веществ, находящихся в наиболее устойчивом состоянии при данном давлении и температуре.

Закон Кирхгофа: зависимость теплового эффекта процесса от температуры.




Закон Кирхгофа – температурный коэффициент теплового эффекта процесса в дифференциальной форме равен изменению теплоёмкости, происходящей в результате процесса.


Закон Кирхгофа в интегральной форме.

Т₁ – обычно нормальные условия – 298К.

Стандартные условия: Т = 298К. р = 1атм.
Второе начало термодинамики:

Первое начало термодинамики не говорило протекающих процессах, а только о тепловом процессе.

Второе начало термодинамики определяет возможность направления и пределы самопроизвольно протекающего процесса.

Все реальные процессы самопроизвольно протекают в одном направлении. Однако, прортекая в обратном направлении, они должны совершать работу:

1).Н₂ + 4О₂Н₂О

2).Н₂ОН₂+4О₂

Формулировка второго начала термодинамики:

1.Невозможен самостоятельный переход тепла от тела менее нагретого к телу более нагретому.

2.Невозможно создание двигателя второго рода, т.е. машина, которая периодически превращает тепло среды при постоянной t в работу.

Рассмотрим, что нужно иметь, чтобы машина работала.

теплоотдатчик

тепло тепло А1=gг*gр

теплоприёмник

Новая функция состояния позволяет судить о направлении протекания самопроизвольного процесса.

Энтропия независима от пути перехода и от аддитивности.

Рассмотрим изотермическую систему: в ней могут протекать самопроизвольные процессы, где энтропия только возрастает. Найдём эту функцию.



Ящик с перегородкой, в нём находится молекула N₂ и молекула О₂. Если убрать перегородку, то вероятность нахождения молекулы О₂или N₂ и там и там = ½. А если молекула – N₁то вероятность того, что пары будут находиться либо там, либо там :



С помощью понятия вероятности можно охарактеризовать направление процесса (чем больше вероятность, тем реальнее, что так и будет).

Пусть W (термодинамическая вероятность) – величина, определяющая число способов, которыми можно охарактеризовать данное состояние.

Состояние 1 можно реализовать числом состояний W₁, С на 2__________W_2.

W = W₁W₂

Вероятность не аддитивна, т.к. она равна произведению.
Термодинамические потенциалы.

Функции состояния: .

Функции состояния, термодинамические потенциалы:



Условия изотермические (T=const)



функции состояния.

F – свободная энергия.

Чем больше энтропия системы, тем меньше её энергетическая передача системе. Знак = относится к равновесному состоянию. Знак < - к необратимому процессу, Т=const, V = const.

- условия протекания процесса в непрерывном процессе при Т=const, V = const, самопроизвольный процесс.

Большинство реакций протекает необратимо – изотермически.

Функция Гельмгольца нас не устраивает.


- Объединим функции Гельмгольца и




Новая функция состояния характеризующая изобарно-изотермические условия.

G – свободная энергия Гиббса или изобарно-изотермический потенциал.



для изобарно-изотермических условий.

-

условия для прямого, обратного и равновесного состояния системы.

При равновесии макс. Зависимость функций G и F от Т.

Уравнения Гиббса и Гельмгольца:-фундаментальные уравнения термодинамики.

- фундаментальные соотношения 2н.г.

Подставим в переменное
Энтропия в молекуле идеального газа.



Интегрируем: для первой молекулы постоянная интегрирования. Рассмотрим это выражение для двух случаев: 1) изохорного нагревания газа V = const.

с увеличением Т энтропия возрастает.

2). Изотермическое расширение (Т=const).

- так как РV = const. С увеличением Р энтропия падает.
Лекция №6.

Химические равновесия.

Все системы по своей устойчивости делятся на: 1)стабильные, 2)нестабильные.

Система всегда стремится к стабильному состоянию (равновесному).


Предел протекания основной реакции – химическое равновесие.

Химическая реакция одновременно идёт в двух направлениях.

- скорость прямой реакции равна скорости обратной, тогда наступает химическое равновесие.
Термодинамический вывод закона действия масс для хим. равновесия



Давления равновесны



т.к.



при данной Т – постоянна, можно написать

равновесные. Она определяет предел хим. реакции при данной Т- она постоянна - законы химии позволяют перейти от одной константы к другой.





-применение числа молей разнообразных веществ в хим. реакции.



-мольная доля компонента а.





Константа химического равновесия зависит только от температуры.
Основы химической кинетики.
Кинетика – учение о скорости химических реакций и её зависимости от различных параметров.

Скорость хим. реакции зависит:

1. 
   от природы реагирующих веществ
   
2. 
   от концентрации
   
3. 
   от условий протекания (P, T, V, примеси, катализаторы)