- •Конспект лекций*
- •Ведущий лектор:
- •1.1. Строение атома и периодическая система д.И. Менделеева.
- •2. Основные сведения по теории строения атома.
- •Экспериментально квантование энергии атомов обнаруживаегся в их
- •3. Квантово-механическая модель атома водорода.
- •4. Характеристика состояния электрона в атоме системой квантовых чисел. Атомные орбитали.
- •5. Принципы формирования электронной структуры атомов.
- •Соответственно принципу минимальной энергии и правилам Клечковского заполнение энергетических подуровней происходит в следующем порядке :
- •6. Периодическая система д.И. Менделеева как естественная классификация элементов по электронному строению.
- •6.1. Периодическая система д.И. Менделеева и электронная структура.
- •6.2. Структура периодической системы химических элементов.
- •Лекция 2. Химическая связь
- •1. Основные типы и характеристики химической связи
- •Энергия химической связи (кДж/моль) - это количество энергии, выделяющееся при образовании химической связи или затрачиваемое на ее разрыв.
- •2. Ионная связь
- •Метод валентных связей рассматривает молекулу как систему из суммы отдельных связей. Такое представление не характеризует химическую реакционную способность молекул с большим числом связей.
- •Сигма - связь (-) -это связь, образованная перекрыванием атомных орбиталей по линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов.
- •Например, вследствие sp- гибридизации орбиталей атома углерода многие соединения (сн4, cCl4) имеют форму тетраэдра:
- •4. Металлическая связь
- •5. Основные виды межмолекулярного взаимодействия.
- •6. Донорно-акцепторное взаимодействие
- •7. Водородная связь.
- •Раздел 2. Основные закономерности протекания химических процессов.
- •1.Основные понятия термодинамики.
- •2. Внутренняя энергия и энтальпия системы. Первый закон термодинамики. Тепловой эффект химической реакции.
- •3. Факторы, определяющие глубину и направленность химических реакций. Понятие об энтропии и энергии Гиббса. Второй и третий законы термодинамики.
- •При нормальных температурах и незначительном изменении s:
- •4. Термодинамические представления о равновесном состоянии.
- •Химическая кинетика
- •Химическое и адсорбционное равновесие
- •Лекция 5. Растворы.
- •3. Водные растворы электролитов. Теории кислот и оснований. Сильные и слабые электролиты. Активность. Свойства растворов электролитов.
- •4. Ионные реакции в растворах. Условия одностороннего протекания реакций обмена.
- •5. Произведение растворимости. Механизм накипеобразования.
- •Осадок кристаллизация раствор
- •6. Водородный показатель среды, его роль в технологических операциях на флоте. Гидролиз солей.
- •Лекция 6. Электрохимические процессы
- •1. Понятие об электродном потенциале
- •Потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия электродной реакции, называется равновесным электродным потенциалом.
- •2. Гальванические элементы
- •3. Стандартный водородный электрод и водородная шкала потенциалов
- •Пример 2 Уравнение
- •Электролиз. Законы фарадея
- •1) Катионы металлов со стандартным электродным потенциалом, большим, чем у водорода, почти полностью восстанавливаются на катоде и выделяются в виде металла.
- •2. Химическая и электрохимическая коррозия. Виды коррозии, встречающиеся в судовой практике.
- •Коллоидные растворы.
- •Общие свойства металлов
- •Разбавленная азотная кислота восстанавливается малоактивными
- •Алканы.
- •Непредельные углеводороды.
- •Нафтены ( циклопарафины ).
- •Ароматические углеводороды.
- •Список рекомендуемой литературы
2. Внутренняя энергия и энтальпия системы. Первый закон термодинамики. Тепловой эффект химической реакции.
Внутренняя энергия системы (u) складывается из поступательного и вращательного движения молекул, атомов; энергии движения ядер и электронов, энергии межъядерного и внутриядерного взаимодействия. Изменение внутренней энергии при переходе из одного состояния в другое:
Δu=u2–u1 ,
где u2 и u1 – внутренняя энергия системы в конечном и начальном состояниях.
Количественное соотношение между изменением внутренней энергии, теплотой и работой устанавливает первый закон термодинамики: теплота, подведённая к системе Q, расходуется на изменение внутренней энергии системы Δu и на совершение системой работы A против внешних сил:
Q = Δu+A (1)
A = P(V2-V1) = p ΔV
Q = Δu+РΔV , (2)
где p – внешнее давление , V1 – объём начального состояния системы, V2 - объём конечного состояния системы.
При изохорическом процессе (V = const, ΔV = 0):
QV = Δu (3)
При изобарическом процессе (Р = const):
Qp = Δu+pΔV (4)
или
Qp =u2–u1+ pV2 -pV1 = (u2 +p V2 )-(u1+ pV1) (5)
Термодинамическая функция:
u + рV = H (6),
называется энтальпией системы.
Подставив уравнение (6) в (5), получим первый закон термодинамики для изобарического процесса:
Δ Qp = H2 – H1 = Δ H (7)
Энтальпия также как и внутренняя энергия характеризует энергетическое состояние вещества, но включает ещё работу на расширение.
Энтальпия является функцией состояния системы, т.е. её значение определяется заданными начальным и конечным состояниями и не зависит от пути перехода. Она выражается в кДж/моль.
Тепловым эффектом химической реакции называется количество тепла (энергии), выделяемое или поглощаемое системой в ходе химической реакции, протекающей необратимо при р,Т = const или V,T = const, т.е. в условиях постоянного объёма или постоянного давления, а получаемые продукты реакции имеют при этом ту же температуру, что и исходные вещества.
При экзотермических реакциях теплота выделяется, т.е. уменьшается энтальпия и внутренняя энергия системы, и значения Δu и ΔH для них отрицательны.
При эндотермических реакциях теплота поглощается, энтальпия и внутренняя энергия системы возрастают, а это значит, что ΔH и Δu имеют положительные значения.
Уравнения химических реакций с указанием теплового эффекта называются термохимическими.
В термохимических уравнениях указываются не только тепловые эффекты реакций, но и агрегатные состояния или кристаллическая модификация веществ.
Термохимическое уравнение реакции образования 1 моль СО2 имеет вид:
С(гр.)+ О2 (г) = СО2 (г); ΔH= -393,5 кДж.
В основе термодинамических расчётов лежит закон Г.И. Гесса (1841 г): тепловой эффект химической реакции зависит только от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути процесса, т.е. от числа и характера промежуточных стадий.
В термодинамических расчётах часто применяют следствия из закона Гесса:
1. Тепловой эффект прямой реакции равен тепловому эффекту обратной реакции с противоположным знаком:
Δ H1
А ══ В
Δ H2
ΔH1 = - ΔH2 (8)
2. Тепловой эффект химической реакции Δ Нх.р. равен сумме теплот образования ΔНобр. продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ (с учётом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции):
ΔНх.р. = (Δ Нобр.)прод. - (Δ Нобр.)исх. (9)
3. Тепловой эффект химической реакции ΔНх.р. равен сумме теплот сгорания ΔНсгор. исходных веществ за вычетом суммы теплот сгорания продуктов реакции (с учётом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнениях реакции):
Δ Нх.р. = (Δ Нсгор.)исх. - (Δ Нсгор.)прод. (10)
Тепловой эффект реакции зависит не только от природы реагирующих веществ, но и от условий, в которых протекает реакция, поэтому все тепловые эффекты приводят к стандартным условиям: 1 моль вещества, температура 250С (298 К), давление 1 атм. (101325 Па).
В термохимических расчётах используют энтальпии (теплоты) образования веществ.
Теплотой образования называется тепловой эффект реакции образования 1 моль вещества из простых веществ, при этом он приведён к стандартным условиям.
Стандартные теплоты образования принято обозначать .
Стандартные теплоты образования простых веществ, устойчивых в стандартных условиях, равны нулю.
Теплота образования одного и того же химического соединения зависит от агрегатного состояния вещества и от его аллотропного видоизменения:
H2(г)+О2 (г) =Н2О(ж); = -285,83 кДж
H2(г)+ О2 (г) = Н2О(г); = -241,82 кДж
Для реакции вида аА+вВ=сС+dD тепловой эффект определяется равенством:
ΔH = с()обр.(С) + d()обр(D) – a()обр(A) – b()обр (B)