Закон Авогадро. В равных vах всех газов при одинаковых давлении и температуре содержится одинаковое число молекул
![]()
|
16.Межмолекулярное взаимодействие. Водородная связь.Водородная связь наблюдается при взаимодействии атома водорода с атомами сильно электроотрицательных элементов–F,O,N,Cl,S.Природа этой связи до конца не изучена: проявление сил межмолекулярного взаимодействия, но характер сил – электростатический.В случае возникновения водородной связи водород ведет себя как двухвалентный элемент.Наличие водородных связей объясняет так называемые аномальные свойства воды:1. макс. плотность при температуре +4. 2. вода обладает наибольшей теплоемкостью из известных жидкостей. При нагреве воды значительная часть энергии затрачивается на разрыв связей, отсюда и повышенная теплоемкость.Между молекулами в газах, жидкостях и твердых телах действуют одновременно силы отталкивания и притяжения.Проявление сил отталкивания – результат взаимодействия заполненных электронных оболочек, эти силы действуют на очень малых расстояниях и быстро убывают с увеличением расстояния. ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() | 17.Система. Фаза. Компонент. Параметры. Функции состояния: внутренняя энергия и энтальпия. Стандартные условия. Система - это тело или группа тел, находящихся в взаимодействии, которые мысленно выделены из окружающей среды. Бывают гомогенными (однородные) и гетерогенными (неоднородные). Изолированная система не имеет обмена веществом и энергией с окружающей средой. Закрытая – не имеет только массообмена. Открытая – имеет и энерго- и массообмен. Фаза - совокупность всех гомогенных частей системы, одинаковых по составу и всем физ. и хим. свойствам, не зависящим от количества вещества. Фазы отделены друг от друга поверхностями раздела, на которых все свойства фазы резко скачком меняются. Компоненты – сост-е части системы, химически индивидуальные вещества, составляющие данную систему и способные к самостоятельному существованию, будучи изолироваными от других частей системы. Состояние системы определяется набором переменных величин - параметров. Различают параметры интенсивные и экстенсивные. Интенсивные - не зависят от массы или числа частиц в-ва. (P,T), а экстенсивные - зависят (V, E). Функции состояния - это термодинамические функции, значения которых зависят только от состояния системы и не зависят от пути по которому система пришла в данное состояние. Изменение функции состояния ![]() Наиболее важными функциями являются внутренняя энергия системы U и энтальпия (теплосодержание) ![]() Внутр. энергия – общий запас энергии : энергия поступательного и вращательного движения, энергия колебаний, внутриядерная энергия, за исключением кинетической энергии системы в целом и потенциальной энергии положения системы. Большое количество характеристик в химии зависят от условий, при которых они определяются. Наиболее общими и важными условиями являются температура и давление. Стандартное давление - ![]() Стандартная температура – 298 К. | 18.Первое начало термодинамики. Закон Гесса как следствие первого начала термодинамики. Термохимические расчеты. Существует множество формулировок первого закона: В изолированной системе общий запас энергии сохраняется постоянным.Поскольку работа является одной из форм перехода энергии, то, следовательно, невозможно создание вечного двигателя первого рода (машины, совершающей работу без затраты энергии).Математическая формулировка: ![]() ![]() ![]() При протекании изохорического процесса: ![]() При протекании изотермического процесса: ![]() При протекании кругового процесса: ![]() Термохимия – область физич.химии, занимающаяся изучением эн-х эффектов реакций.Если в уравнении указан ее энергетич-й эффект – это термохимическое ур-е. V=const, ![]() p=const, ![]() Русский ученый Гесс (1840) дал формулировку основному закону термохимии: тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном объеме или при постоянном давлении, не зависит от пути реакции (от ее промежуточных стадий), а определяется только природой и состоянием исходных веществ и продуктов реакции. Этот закон – прямое следствие первого закона термодинамики. С помощью закона Гесса можно вычислять теплоты различных реакций, не проводя самих реакций. Например: ![]() Вывод: теплота испарения одного моля воды равна 44 Дж. |
19.Стандартная энтальпия образования. Следствия из закона Гесса.Русский ученый Гесс (1840) дал формулировку основному закону термохимии: тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном объеме или при постоянном давлении, не зависит от пути реакции (от ее промежуточных стадий), а определяется только природой и состоянием исходных веществ и продуктов реакции.Следствия из закона Гесса:1. тепловой эффект реакции равен разности между суммой теплот горения исходных веществ и суммой теплот горения продуктов реакции.Теплота горения – тепловой эффект реакции окисления данного соединения кислородом с образованием высших оксидов.Теплота образования – тепловой эффект реакции образования данного соединения из простых веществ.ю отвечающих наиболее устойчивому состоянию элементов при данных температуре и давлении. 2. тепловой эффект реакции равен разности между теплотами образования всех веществ, указанных в правой части уравнения, и теплотами образования веществ в левой части уравнения, взятых с коэффициентами перед формулами этих веществ в уравнении самой реакции.В настоящее время известны теплоты образования свыше 6000 веществ.Стандартные теплоты образования – величины теплот образования к температуре 298К и давлению 1атм. | 20.Зависимость теплового эффекта химической реакции от температуры (закон Кирхгофа).Температурный коэффициент теплового эффекта процесса равен изменению теплоемкости системы, происходящему в результате процесса (закон Кирхгоффа). ![]() ![]() Чтобы подсчитать тепловой эффект процесса при некоторой температуре Т2, нужно знать тепловой эффект процесса при Т1, а также характер изменения теплоемкости системы в интервале температур Т1-Т2. Обычно в роли Т1 выступает стандартная температура 298К. ![]() | 21.Второе начало термодинамики. Понятие об энтропии. Расчет энтропии.Невозможен самопроизвольный переход тепла от менее нагретого тела более нагретому.Невозможно создание вечного двигателя 2го рода(машины, которая периодически превращает тепло среды при пост.температуре в работу.Термодинамич-й КПД: ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() |
22.Объединенная формула первого и второго начала термодинамики. Свободная энергия Гиббса и Гельмгольца.Первый закон.Теплота, подведенная к системе, расходуется на приращение внутренней энергии системы и на работу системы над окружающей средой. ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() | 23.Зависимость F и G от температуры (уравнения Гиббса-Гельмгольца). | 24.Условия самопроизвольного протекания химических реакций.В химических системах вещества стремятся к минимуму внутренней энергии. Экзотермические реакции протекают самопроизвольно, так как вещества при их окончании достигают свой минимум внутренней энергии. Но также самопроизвольно протекают и эндотермические реакции - это растворение солей.Макросостояние системы тем более вероятно, чем большим числом микросостояний оно может быть описано.Условия самопроизвольного протекания реакций: 1. стремление системы к достижению минимального значения внутренней энергии 2. стремление системы к более вероятному своему состоянию.Но часто происходит столкновение этих двух определяющих факторов , и возникает состояние называемое химическим равновесием. Функция, которая учитывает оба этих фактора – энергия Гиббса.Самопроизвольно протекают те процессы , энергия Гиббса которых равна отрицательному значению.Если температура мала , то энтальпия равна энергии Гиббса и самопроизвольно протекают экзотермические реакции.Если высокая температура , то отрицательное значение имеет энергия Гиббса и реакции протекают самопроизвольно. Необратимые реакции протекают до полного израсходования одного из реагентов. Обратимые протекают во взаимопротивоположных направлениях .В состоянии химического равновесия система достигает своего минимального значения энергии и энергия Гиббса, как и константа химического равновесия, равна нулю. |
25.Изотерма химической реакции. Стандартное изменение свободной энергии. | 26.Константа химического равновесия. Расчет Кр, Кс, КмРассмотрим гомогенную хим.р-ю: ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() | 27.Зависимость константы химического равновесия от температуры (изобара и изохора химической реакции). |
28.Принцип Ле-Шателье.При неизменных условиях химическое равновесие в системе может сохраняться сколь угодно долго. В случае же изменения условий (концентрация, температура, давление) одна из противоположно направленных реакций может ускориться, чем другая. После этого равновесие сместится, и установится новое состояние равновесия.Принцип Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в истинном химическом равновесии, оказывают воздействие извне путем изменения какого-либо из условий, определяющих положение равновесия, то оно смещается в направлении той реакции, протекание которой ослабляет эффект произведенного воздействия.1. Влияние температуры.Повышение температуры смещает равновесие в сторону процесса, идущего с поглощением тепла. ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() |