Ответы на экзаменационные вопросы по химии. Закон сохранения массы вещества, закон постоянства состава, закон эквивалентов, газовые законы
 Скачать 67.06 Kb.
|
|
Тепловой эффект реакции- теплота, выделенная или поглощенная термодинамической системой при протекании в ней химической реакции. Определяется при условии, что система не совершает никакой работы (кроме возможной работы расширения), а температуры реагентов и продуктов равны. энтальпия реакции ΔH - это тепловой эффект реакции при постоянном давлении Дж; Химические уравнения, в которых указан тепловой эффект называются термохимическими уравнениями. При написании термохимических уравнений необходимо указывать агрегатное состояние вещества, поскольку переход из одного агрегатного состояния в другое также сопровождается тепловым эффектом. Пишем либо (г), (ж), (тв), Вопрос 14.Стандартная энтальпия образования простых веществ и соединений. Закон Гесса. Следствия из закона Гесса. Стандартная теплота образования вещества- тепловой эффект реакции образования 1 моля вещества из простых веществ, устойчивых при стандартных условиях. Тепловой эффект химической реакции-количество теплоты которое выделяется или поглащается при полном превращении исходных веществ в продукты реакции в количествах=стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции. Закон Гесса тепловой эффект реакции определяется природой исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от промежуточных стадий реакций. Следствие из закона Гесса Тепловой эффект реакции=сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных вещест с учетом стехиометрических коэффициентов. Вопрос 15. Фазовые и химические превращения. Расчеты энтальпии различных процессов. К фазовым превращениям относят сублимацию, испарение, плавление и полиморфные превращения. Все фазовые превращения в последовательности перехода из твердого состояния через жидкость в газ, являются процессами эндотермическими. Химические превращения, как известно, в отличии от фазовых обязательно сопровождаются изменением состава химических соединений. Разновидности химических превращений: -процессы электролитической диссоциации- растворение ионных соединений. -процесс растворения известняка(карбонат кальция) в разбавленных кислотах. -реакция восстановительного обжига(силикат-кальций силициум о 3) Если в ходе реакции энтальпия системы реагирующих веществ увеличивается,то теплота поглощается, а если энтальпия уменьшается, значит теплота выделяется системой в среду. Экзотермические реакции- выделение теплоты. Эндотермические реакции- поглощение теплоты. Вопрос 16.Понятие об энтропии. Уравнение Больцмана. Стандартная энтропия. Энтропия-мера неупорядоченности системы. Энтропия газообразного вещества больше энтропии жидкости, а энтропия жидкости больше энтропии твердого вещества. Энтропия увеличивается при плавлении и испарении. При обратных процессах, кристаллизации и конденсации энтропия уменьшается. Энтропия возрастает, если протекание реакции сопровождается увеличением объема, если протекание реакции сопровождается снижением объема, то энтропия уменьшается. Чем меньше температура, тем меньше движение молекул вещества и меньше энтропия. При абсолютном нуле температуры энтропия чистого вещества равна нулю. Стандартная энтропия вещества- это энтропия 1 моля вещества в его стандартном состоянии при стандартных условиях. Энтропия зависит от природы вещества, от его агрегатного состояния, от массы реагирующих веществ и от температуры. Уравнение больцмана S=K*lnw где константа К=1,38·10−23 Дж/К названа Планком постоянной Больцмана, а w — статистический вес состояния, является числом возможных способов с помощью которых можно перейти в данное макроскопическое состояние.Следовательно энтропия не отрицательная величина. Вопрос 17. Изменение энтропии при химических и фазовых превращениях. Расчеты изменения энтро пии различных процессов. Энтропия-мера неупорядоченности системы. Энтропия газообразного вещества больше энтропии жидкости, а энтропия жидкости больше энтропии твердого вещества. Энтропия увеличивается при плавлении и испарении. При обратных процессах, кристаллизации и конденсации энтропия уменьшается. Энтропия возрастает, если протекание реакции сопровождается увеличением объема, если протекание реакции сопровождается снижением объема, то энтропия уменьшается. Чем меньше температура, тем меньше движение молекул вещества и меньше энтропия. При абсолютном нуле температуры энтропия чистого вещества равна нулю. Расчет изменения энтропии в процессе производится так же, как и расчет энтальпии, т.е. от суммы энтропий конечных веществ нужно отнять сумму энтропий начальных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов. Вопрос 18. Обратимые и необратимые химические процессы. Химическое равновесие. Закон дейст вующих масс. Все химические реакции можно условно разбить на 2 группы: обратимые и необратимые. Обратимые реакции протекают одновременно в двух направлениях, а необратимые в одном направлении. Состояние системы, в котором скорости прямой и обратной реакции равны, называют химическим равновесием. В состоянии равновесия скорости прямой и обратной реакции постоянны, а значит, постоянны и концентрации реагирующих веществ. Закон действующих масс: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам. Вопрос 19. Константа химического равновесия: Кс, Кр. Запись константы химического равновесия для гомогенных и гетерогенных процессов. Константа равновесия - это отношение константы скорости прямой и обратной реакции через равновесные концентрации реагирующих веществ. Она зависит от природы реагирующих веществ и от температуры и не зависит от концентраций реагирующих веществ. Кс-константа равновесия выраженная через молярные концентрации веществ. Кр- константа равновесия выраженная через парциальные давления. В общем случае константа равновесия = отношению произведения равновесных концентраций (парциальных давлений) продуктов реакции в степенях, = стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции, к произведению равновесных концентраций (парциальных давлений)исходных веществ в степенях, = стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции. Химическое равновесие в твердых веществах = 1. Вопрос 20.Направление химических реакций. Энергия Гиббса как критерий термодинамической веро ятности протекания реакций. Все химические реакции можно условно разбить на 2 группы: обратимые и необратимые. Обратимые реакции протекают одновременно в двух направлениях, а необратимые в одном направлении Энергия Гиббса химической реакции является критерием термодинамической возможности, т.е. если энергия Гиббса меньше нуля ,то реакция термодинамически возможна ,а если больше то реакция термодинамически не возможна. Так же энергия Гиббса является критерием направления протекания реакции, т.е. если энергия Гиббса меньше нуля то реакция протекает в прямом направлении(слева направо), а если больше,то в обратном направлении (справа налево). Вопрос 21.Энергия Гиббса, ее изменение в химических процессах, взаимосвязь энергии Гиббса и кон станты химического равновесия. AG=AH-TAS AG реакции показывает, как далеко система находится от состояния равновесия. AG- изменение энергии Гиббса в процессе, в котором температура и давление отличаются от стандартных. Энергия Гиббса, как и константы химического равновесия зависит от природы реагентов и температуры, при которой происходит реакция и не зависит от давления и концентрации реагирующих веществ. Вопрос 22.Влияние изменения внешних условий на положение химического равновесия, смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье и его значение в химии. Принцип Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии,оказать внешнее воздействие,то равновесие сместится так, чтобы уменьшить эффект внешнего воздействия. Внешнее воздействие на систему и на положение химического равновесия оказывают влияние следующие факторы: -давление(повышение давления смещает равновесие в сторону реакции,идущей с уменьшением числа молекул газа) -Температура(увеличение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции) -концентрация(возрастание концентрации одного из реагирующих веществ смещает равновесие в сторону реакции, по которой это вещество расходуется) Вопрос 23.Растворы. Классификация растворов. Теория растворимости. Раствор –однородная система переменного состава, содержащая 2 и большее число компонентов. Компонент, взятый в избытке , принято считать растворителем, а компонент, взятый в недостатке,- растворенным веществом. В зависимости от агрегатного состояния растворителя различают газообразные, жидкие и твердые растворы. А так же различают растворы насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные. По относительным количествам растворенного вещества и растворителя растворы подразделяют на разбавленные и концентрированные. Раствор, в котором данное вещество при данной температуре больше не растворяется, т.е. раствор, находящийся в равновесии с растворяемым веществом, называют насыщенным, А раствор, в котором еще можно растворить добавочное количество данного вещества, - ненасыщенным. Раствор, содержащий растворенного вещества больше, чем его должно быть в данных условиях в насыщенном растворе, называется пересыщенным. А так же есть электролиты и не электролиты. Вопрос 24.Растворимость твердых, жидких и газообразных веществ. Факторы, влияющие на раствори мость веществ. Растворимость веществ в воде зависит от природы вещества, температуры, давления. Как правило растворимость твердых веществ с увеличением температуры заметно возрастает, растворимость газов при повышении температуры уменьшается. При повышении давления растворимость газов возрастает. Вопрос 25.Способы выражения состава растворов: массовая и молярная доля растворенного вещества. Молярная, нормальная и моляльная концентрации. Массовая доля растворенного вещества- безразмерная величина, равная отношению массы растворенного вещества к массе раствора. Молярная доля-отношение химического количества вещества Х к общему числу молей всех веществ в растворе. Молярная концентрация- это концентрация которая показывает число молей вещества содержащегося в 1 л раствора. Молярная концентрация эквивалента(нормальная)- это концентрация которая показывает количество числа эквивалента, содержащегося в 1 л раствора. Моляльная концентрация- это концентрация которая показывает число молей растворенного вещества в 1 кг растворителя. Вопрос 26.Равновесие жидкость-пар. Диаграмма состояния воды. Тоноскопический закон Рауля. Первая формулировка закона Рауля: Давление насыщенного пара над раствором равно его давлению над чистым растворителем, умноженному на молярную долю растворителя. Вторая формулировка закона Рауля: Относительное понижение давления насыщенного пара нелетучего вещества равно молярной доле растворенного вещества. Вопрос 27.Температура кипения и замерзания. Эбуллио- и криоскопический законы. Температура замерзания = К*Б.Где К- криоскопическая константа. К зависит от природы растворителя. Она имеет физический смысл- дисперсии ,т.е. понижение температуры при замерзании одномаляльного раствора. Температура кипения =Е*Б.Где Е-это эбуллиоскапическая константа. Она зависит от природы растворителя, и имеет физический смысл повышения температуры кипения. Вопрос 28.Основы теории электролитической диссоциации. Слабые и сильные электролиты. Равнове сие в растворах слабых электролитов. Электролитическая диссоциация-распад растворенного вещества на ионы под действием молекул растворителя. Электролиты-вещества , распадающиеся в растворах и расплавах на положительно и отрицательно заряженные ионы. По значению степени диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые. К сильным относят электролиты, у которых степень диссоциации стремится к 1.Все растворенные молекулы сильного электролита распадаются на ионы. К слабым электролитам относят электролиты, у которых степень диссоциации стремится к 0. К сильным электролитам в водных растворах принадлежат почти все соли, сильные кислоты и гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. В растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между молекулами электролита и ионами. Вопрос 29.Количественные характеристики процессов диссоциации. Степень и константа диссоциа ции. Закон разбавления Оствальда. Степень диссоциации- отношение чисел молекул электролита, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул электролита. По значению степени диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые. К сильным относят электролиты, у которых степень диссоциации стремится к 1.Все растворенные молекулы сильного электролита распадаются на ионы. К слабым электролитам относят электролиты, у которых степень диссоциации стремится к 0. Константа диссоциации = константа равновесия. К=(а^2*Co)/1-a Если степень диссоциации меньше 1,то это выражение упрощается. Закон разбавления Оствальда. Степень диссоциации слабого электролита обратно пропорцианально концентрации и прямо пропорциональна разбавлению раствора.а=(К/C)^1/2 Вопрос 30.Теории кислот и оснований. Теория электролитической диссоциации. Электронная теория. Кислоты и основания Льюиса. Кислоты-соединения (электролиты), диссоциирующие в водных растворах с образованием из катионов только катионов водорода. Основания- электролиты (соединения), диссоциирующие в водных растворах с образованием анионов только одного вида – гидроксид- ионов. Теория электролитической диссоциации. Разрушение ионной кристаллической решётки происходит под воздействием растворителя, например воды. Полярные молекулы воды настолько снижают силы электростатического притяжения между ионами в кристаллической решётке, что ионы становятся свободными и переходят в раствор. При расплавлении , когда происходит нагревание кристалла, ионы начинают совершать интенсивные колебания в узлах кристаллической решётки, в результате чего она разрушается, образуется расплав, который состоит из ионов. Электронная теория химической связи была предложена и развита американским физикохимиком Льюисом Г.Н]. Ковалентная химическая связь, по Льюису, образуется за счёт обобществления пары электронов, то есть электронная плотность распределяется между двумя атомами, в противовес господствующей в то время теории, будто один из связанных атомов несёт положительный, а другой отрицательный заряд. Льюис также предложил обозначать электроны точками у символа химического элемента. Электронная теория химической связи включает идею Льюиса, что завершённый внешний электронный слой атома содержит восемь электронов. Основания Льюса - это доноры пары электронов, а кислоты- акцепторы пары электронов, т.е. соединения имеющие вакантную орбиталь. Вопрос 31.Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды.Водородный показатель. Вода является наиболее слабым электролитом Ионное произведение воды- постоянная величина = 10^-14.В чистой воде концентрации ионов равны. Раствор в котором Сн=Сон, принято называть нейтральным. Но при добавлении в воду кислоты или основания, согласно принципу Ле Шателье смещается влево,нарушается соотношение Сн=Сон, но ионное произведение воды остается нейзменным.Раствор в котором Сн>Coн или C>10^-7 моль на литр, принято называть кислым. Раствор, в котором Сн<Сон или Сн<10^-7 моль/л, принято называть щелочным. Водородный показатель- количественная характеристика среды раствора. PH=-lgCн. В соответствии со значением Сн: рН=7- нейтральная среда рН<7-кислая среда рН>7-щелочная среда Вопрос 32.Реакции обмена в растворах электролитов. Ионно-молекулярные уравнения реакций. Поскольку электролиты в растворах распадаются на ионы , то согласно теории электрической диссоциации, реакции в водных растворах электролитов- это реакции между ионами. Химические реакции между ионами в растворах электролитов называются- ионными реакциями. Такие реакции обычно относятся к обменному типу, но часто их называют реакциями ионного обмена. Реакции ионного обмена протекают в случае, если образуются труднорастворимые вещества(осадки),газообразные(газ). Уравнения таких процессов составляют в обычном виде, т.е. молекулярном, либо в полном ионном или сокращенном ионном виде. При этом сумма электрических зарядов ионов левой и правой частей уравнения, должны быть равны. Вопрос 33.Химическое равновесие в гетерогенных системах. Произведение растворимости (ПР). Произведение растворимости- константа равновесия в гетерогенных системах для процесса растворения малорастворимого электролита. В растворах устанавливается равновесие между твердой фазой и раствором, т.е. гетерогенное равновесие. Константа этого равновесия называется произведением растворимости. По величине ПР можно рассчитать растворимость веществ в воде и водных растворах электролита. Вопрос 34.Факторы, влияющие на растворимость. Условия образования осадков. Растворимость зависит только от природы электролита и температуры, она выражается через равновесные концентрации ионов и по форме является произведением концентрации ионов в насыщенном растворе малорастворимого электролита. Если произведение концентраций ионов в растворе малорастворимого электролита меньше ПР, то осадок не образуется, в этом случае раствор является ненасыщенным. Если ПС= ПР, раствор становится насыщенным по отношению к данному малорастворимому соединению. Образование осадка происходит в том случае, когда произведение концентраций ионов в растворе больше ПР. |