- •I. Строение атома
- •2. Квантово-механическая теория строения атома.
- •2.1. Три основополагающие идеи (положения) квантовой механики:
- •2. Двойственная природа (корпускулярно–волновой дуализм) электрона.
- •3. Принцип неопределенности Гейзенберга
- •2.2. Основные особенности квантового состояния электрона и электронной структуры атомов.
- •Периодический Закон химических элементов д.И.Менделеева
- •II. Химическая связь
- •II. Химическая связь
- •Химическая связь
- •1. Определение, основные типы и природа химической связи. Количественные характеристики химической связи на основе квантово-механической теории.
- •Основные количественные характеристики
- •Химической связи
- •По квантово-механической теории:
- •Энергия, длина связи, валентный угол
- •2. Типы химической связи
- •2.4. Гибридизация ковалентной связи.
- •3.2. Примеры решения типовых задач
- •Химическая термодинамика и самопроизвольное протекание процесса
- •Химическая кинетика. Химическое равновесие
- •Скорость гомогенной и гетерогенной химических реакций.
- •Химическое равновесие
- •Учебно-методическое и информационное обеспечение дисциплины «химия»
- •Содержание дисциплины «Химия»
- •Содержание лекций
- •1. Порядок работы:
- •1Фотона
- •3. Газовые законы (стехиометрические):
- •7. Правила и формулы расчета молярных эквивалентных масс (мэ)
- •7.4.1. Эквивалентная масса оксида:
- •7.4.2. Эквивалентная масса основания:
- •7.4.3. Эквивалентная масса кислоты:
- •7.4.4. Эквивалентная масса соли:
- •3. Закон Авогадро (а. Авогадро, 1811):
- •3.3.Из закона Авогадро выведено несколько важных следствий:
- •4. Закон идеального газового состояния (Менделеева–Клапейрона, 1834 - 1874).
- •I. Химическая термодинамика (энергетика химичес- ких процессов)
- •Термохимия -
- •Термохимические уравнения
- •Законы термохимии
- •Процессы в живых организмах
- •Теплоемкость
- •Второе начало (закон) термодинамики
- •Энтропия – мера приближения системы к равновесию
- •III. Дисперсные системы. Растворы.
- •2. Основные классы неорганических соединений
- •2.1. Оксиды
- •2.2. Гидроксиды
- •2.3. Кислоты
- •2.4. Соли
- •2.5. Комплексные (координационные) соединения
- •2.6. Соединения- объекты супрамолекулярной химии Примеры супер- и супрамолекул
- •2.5. Некоторые правила построения графических формул химических соединений:
- •2.6. Отличительные электрофизические свойства металлов, полупроводников, диэлектриков.
- •3. Комплексные соединения (к.С.) -
- •3.1. Супер- и супрамолекулярные соединения -
- •1. Первые (до Томсона) модели атома.
- •2. Спектры испусканния электронов в полупроводниках, светодиоды.
- •3. Радиоактивность: понятие, виды, характеристики.
- •1. Протонно-нейтронная теория строения атома.
- •2. Квантово-механическая теория строения атома.
- •2.1. Три основополагающие идеи (положения) квантовой механики:
- •2. Двойственная природа (корпускулярно–волновой дуализм) электрона.
- •2.2. Основные особенности квантового состояния электрона и электронной структуры атомов.
- •II. Химическая связь
- •1. Определение, основные типы и природа химической связи. Количественные характеристики химической связи на основе квантово-механической теории.
- •2. Типы химической связи
- •2.4. Гибридизация ковалентной связи.
- •3.2. Примеры решения типовых задач
Энтропия – мера приближения системы к равновесию
Равновесное состояние является наиболее вероятным состоянием любой системы, и в этом состоянии ее энтропия максимальна.
2. Энтропию как меру хаотичности системы, ее разупорядоченности определяют выражением Л. Больцмана: S = R lnW или S = КБ lnW,
где R – универсальная газовая постоянная; КБ – постоянная Больцмана (КБ = R /NA), W – т/д-кая вероятность состояния системы, равная числу мик-росостояний системы, т.е. числу возможных рас-пределений каждой ее частицы по координатам и скоростям (параметров положения и скорости каж-дой частицы системы) при данных температуре, объеме, давлении и количестве частиц.
Из выражения Больцмана следует: при повы-шении температуры энтропия возрастает, при охлаждении – уменьшается и при приближении к абсолютному нулю стремится к нулю. - Это и позволяет сделать вывод об энтропии как мере хаотичности, неупорядоченности системы.
Энтропия является аддитивной величиной: энтропия системы равна сумме значений энтропии ее компонентов (исключение составляют растворы).
Термодинамическая вероятность состояния системы в случае обратимых процессов остается постоянной: W1 = W2 и ∆S = 0
(W1 и W2 - т/д-кие вероятности состояний 1 и 2 системы, тогда lnW1 = lnW2 , W1 / W2 = 1, ln(W1 / W2) = 0 и ∆S = 0).
В необратимых процессах W1 < W2, lnW1 / lnW2 < 1 и энтропия возрастает: ∆S > 0.
Это означает, что необратимый процесс переводит систему в более вероятное состояние.
Поскольку энтропия - мера хаотичности (разупорядоченности) системы, то она возрастает (∆S > 0) при переходе вещества в менее упорядоченное состояние: из кристаллического - в жидкое, из жидкого (или твердого) - в газообразное состояние, при растворении кристаллов, при расширении газов, при химических взаимодействиях, приводящих к увеличению числа частиц, и прежде всего - в газообразном состоянии.
Напротив, все процессы, в результате которых упорядоченность системы возрастает (конденсация, полимеризация, сжатие, уменьшение числа частиц), сопровождаются уменьшением энтропии (∆S < 0).
Пример 3.
Не производя вычислений, определить знак изменения энтропии в следующих реакциях:
NН4NО3(к) = N2О(г) + 2Н2О(г);
2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О(г);
2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О(ж).
Решение.
В реакции (1) 1 моль вещества в кристаллическом состоянии образует 3 моля газов, следовательно, ∆S>0. В реакциях (2) и (3) уменьшается как общее число молей, так и число молей газообразных веществ, так что ∆S2 < 0 и ∆S3 < 0. При этом ∆S3 имеет более отрицательное значение, чем ∆S2, так как
Изменение энтропии при различных процессах (изменениях температуры системы, в химических реакциях):
1. Нагревание (т.е. повышение температуры) вещества сопровождается увеличением энтропии, а охлаждение - ее уменьшением. изменение энтропии определяют через удельную теплоемкость по формуле:
–для 1 моля вещества.
2. При увеличении объема газа (Т = const)
энтропия возрастает: ∆S = R ln V2 /V1 ,
а при увеличении давления – уменьшается:
∆S = R ln p1 / р2 , где V2 > V1 и р2 > p1 .
3. При одновременном повышении температуры и увеличении объема, рост энтропии для 1 моля вещества определяют по формуле:
.
4. При смешении двух газов, находящихся при одинаковых давлении и температуре, энтропия зависит от количеств этих газов и отношений сумм их объемов к их индивидуальным объемам:
,
где n1 и n2 – количества газов (число молей), а V1 и V2 – объемы газов, первого и второго.
5. Фазовые переходы (изменения агрегатного состояния вещества):
Плавление: ,
Испарение: ,
где ∆Нпл и ∆Нисп. – соответственно удельные теплоты плавления и испарения (равные количествам теплоты, затрачиваемым для расплавления и испарения 1 г твер-дого или жидкого вещества).
6. В химических реакциях:
Для изменения энтропии химической реакции (∆Sх.р.) справедливо утверждение, аналогичное рассмотренному выше первому следствию закона Гесса (для ∆Нх.р.):
Изменение энтропии химической реакции (∆Sх.р.) равно сумме стандартных энтропий продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энтропий исходных веществ (реагентов), – с учетом соответствующих стехиометрических коэффици-ентов: ∆Sх.р.=ni ∑(Sпрод) – nj ∑(Sреаг)
Стандартная энтропия S0298 – энтропия вещества в его стандартном состоянии
(ст. у .: 1 моль, 100 кПа, 298 К, устойчивое агрегат-ное состояние)
(Парциальное давление – давление компонента газовой смеси, которое он имел бы при предоставлении ему объема, занимаемого всей смесью газов).
Связь между КС и КР устанавливают с помощью уравнений р = СмRТ и – ∆G = Амах, получая выражение:
КР = КС (RТ)∆п ,
где ∆п – разность сумм стехиометрических коэффициен-тов у продуктов и исходных веществ в уравнении данной химической реакции.
В состоянии термодинамического равновесия ∆G = 0.
Константы химического равновесия КС и КР связаны со стандартной энергией Гиббса реакции простыми соотношениями:
∆G0 = – RТ ln КС и ∆G0 = – RТ ln КР .
Константа равновесия реакции дает представление о выходе продуктов реакции при заданной температуре.
Так, например, если константа равновесия КС процесса
А В
при температуре Т равна единице (КС = СВ/СА = 1), то равновесный состав реакционной смеси харак-теризуется равенством концентраций СА и СВ , т.е. процесс А → В при температуре Т идет самопроизвольно до тех пор, пока концентрация вещества В не станет равной концентрации вещества А в смеси этих веществ.
Самостоятельная работа: вопросы лекции 3, 7.
Фазовое равновесие
1. Агрегатные (физические) состояния веществ: газообразное (идеальные и реальные газы, уравнения их состояния, состав земной атмосферы, воздуха), плазменное, конденсированные жидкое (в том числе - жидкокристаллическое) и твердое (аморфное и кристаллическое),– особенности их структуры и свойств.
Типы кристаллов, химических связей и свойства твердых веществ.
2. Молекулярно-кинетические теории газов и жидкостей. Жидкие кристаллы. Понятия: давление насыщенного пара, температура кипения, вязкость, сверхтекучесть и поверхностное натяжение жидкости.
3. Твердые вещества в аморфном и кристаллическом состояниях, особенности их свойств. Типы кристаллических структур веществ и их свойства. Понятия изо- и полиморфизма. Кристаллы с несколькими типами химической связи. Супер- и супрамолекулярные соединения класса клатратов: слоистые (интеркаляты), газовые гидраты и др. Реальные кристаллы. Типы дефектов в кристаллах. Ионная и суперионная проводимости. Соединения переменного состава (нестехиометрические) и явление сверхпроводимости.
5. Диаграммы состояния одно- и двухкомпонентных систем. Диаграммы плавкости.
1. Гетерогенное химическое и фазовое равновесие (фазовые равновесия в гетерогенных системах). Понятие о термическом анализе.
2. Диаграммы состояния (фазовые) гетерогенных систем. Понятия: независимый компонент системы, степень свободы. Правило фаз Гиббса. Правило рычага и его применение.
Самостоятельная работа:
1. Построение диаграмм состояния одно- и двухкомпонентных систем и их анализ. Правила: фаз Гиббса, рычага – и их использование в фазовом анализе.