- •Понятие об энтропии. Изменение энтропии в различных процессах. Стандартная энтропия.
- •Теория электролитической диссоциации. Ион гидроксония. Сила электролита. Ступенчатая диссоциация.
- •Характеристика построения электрона в атоме. Квантовые числа. Физический смысл и цифровые значения квантовых чисел.
- •15. Энергия Гиббса. Второе начало термодинамики. Направление химических процессов. Термодинамические расчеты.
- •18. Водородные гидроксидные показатели pH и pOh. Индикаторы. Принцип действия индикатора на примере лакмуса.
- •22. Уравнение Шредингера. Волновая функция. Физические свойства величины кси-квадрат. Принципы решения уравнения атома водорода. Квантовые числа, их физический смысл.
- •25. Влияние катализаторов на скорость и равновесие химических реакций.
-
Понятие об энтропии. Изменение энтропии в различных процессах. Стандартная энтропия.
Энтропия - мера неупорядоченности системы, состоящей из многих элементов. Во втором законе термодинамики энтропия используется для определения самопроизвольных процессов. Самопроизвольный процесс всегда сопровождается рассеянием энергии в окружающую среду и повышением энтропии. S = R · ln W.
Стандартная энтропия вещества в нормальных условиях (при температуре 25°С (298,15 К) и давлению 101 325 Па). Имеются таблицы стандартной энтропии разных веществ. С повышением Т структура вещества становится все более аморфной вплоть до перехода его в газообразное состояние. Изохорный(V=соnst) s2 – s1= Δs = cvln(p2/p1) = cvln(T2/T1).
Изобарный(P=const) s2 – s1= Δs = cpln(T2/T1).
Изотеримческий(Т=const) s2 – s1= Δs = Rln(p1/p2) = Rln(v2/v1).
-
Электролитическая диссоциация воды и ионное произведение воды. Концентрация водородных и гидроксильных ионов.
Электролитическая диссоциация - процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении. Электролитическая диссоциация воды в жидком состоянии происходит самопроизвольно.
Ионное произведение воды - произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксила OH− в воде или в водных растворах.
Равновесие смещается влево. Концентрация рассчитывается =1.8*10-16
K[H2O]=[H][OH]
[H2O]=1000/18=55.5
1.8*10-16*55.5=10-14 – ионное произведение.
KH2O=10-14
Kw=10-14
[H+][OH-]=10-7, след. Нейтральный р-р.
pH — величина, характеризующая степень кислотности или щелочности раствора. [H+][OH] = KH2O = 10-14.
рН = -lg[H+]
рН=7-нейтр.
рН<7 кислый р-р
рН >7 щелочной р-р
-
Понятие обратимой реакции. Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье. Сделать анализ на конкретных примерах.
Обратимая реакция – одновременно протекает в прямом и обратном направлениях.
Н2(г)+I2(г)=2НI(г)
Uпр.=k[H2][I2]
Uобр.=[HI]2
Химическое равновесие – состояние обратимой реакции, при которой скорость прямой реакции равна скорости обратной. Является динамическим. Для реакции aA+bB=cC+dD:
Uпр.=kпр.[A]a[B]b
Uобр.=kобр.[C]c[D]d, где [A],[B],[C],[D] равновесные константы.Т.к.Uпр.=Uобр., то
K равновесия характеризует равновесие положения при данной t и не изм-ся с изм-ем n.
Принцип Ле-Шателье: равновесная система, на которую оказывают воздействие, смещает равновесие так, чтобы уменьшить влияние этого воздействия. (на примере с H2 и I2: в прямой и обратной реакциях образуется одинаковое количество молекул газа, равновесие не меняется.
Р (повышение давления смещает равновесие в сторс реакции, идущей с уменьшением числа молекул газа)
Т (увеличение температуры смещает равновесие| сторону эндотермической реакции)
n (возрастание концентрации одного из реагир щих веществ смещает равновесие в сторону реакции, по которой вещество расходуется)
-
Теория электролитической диссоциации. Ион гидроксония. Сила электролита. Ступенчатая диссоциация.
Растворы всех веществ можно разделить на две группы: электролиты-проводят электрический ток, неэлектролиты-проводниками не являются. Электролитическая диссоациация - процесс распада веществ на ионы при растворении или расплавлении. в результате появляются ионы, которые создают электропроводимость. Теорию электролитической диссоциации создал в 1884-1887 гг. шведский химик Аррениус(предпологал, что между ионами в растворе не дейсвуют к.-л. силы. Только силы взаимодействия. Их подвижность не зависит от концентрации.
H+ + H2O = H3O+
Сила электролита. Характеризуется с помощью степени диссоциации - частное от деления числа продиссоциированных молекул к общему числу молекул электролита, введённого в раствор. α=Nдисс/N. Изменяется в пределах 0< α ≤1. Возрастает при увеличении разбавления раствора, а также при повышении температуры. Сильные электролиты, при α=1 (хорошо растворимые щёлочи, соли, кислоты).
Ступенчатая диссоциация. Диссоциация слабых многоосновных кислот и многокислотных оснований проходят ступенчато:
H2SO3=H++SO32-
HSO3-=H++SO32-
Степень диссоциации: α=i-1/n-1