- •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
При нормальных температурах и незначительном изменении s:
G = H ,
т.к. член уравнения (14) TS 0.
Но химическая реакция возможна только при G 0, т.е. при G = H.
Следовательно, при нормальных температурах и незначительном изменении S самопроизвольно могут протекать только экзотермические реакции (H 0).
Если в результате экзотермической реакции уменьшается число молей газообразных веществ и, соответственно, энтропия системы (S 0), то при низких температурах H TS , и реакция может самопроизвольно протекать в прямом направлении (G 0).
Эндотермические реакции при невысоких температурах могут протекать в прямом направлении только вынужденно, т.е. при изменении параметров системы.
При высоких температурах TS будет определять направление химической реакции, и в зависимости от значения температуры может меняться как значение, так и знак G.
Для определения температуры, выше которой происходит смена знака энергии Гиббса реакции, можно воспользоваться условием равновесия:
G = 0;
т.е.
H = Tp S (16),
откуда
(17),
где - температура, при которой устанавливается равновесие, т.е. равновероятная возможность протекания прямой и обратной реакции.
Таблица 4. Влияние температуры на направление химических реакций.
|
S |
G |
Направление реакции |
Примеры реакций |
|
S |
G |
Прямая реакция может быть самопроизвольной при любых температурах |
С(графит) +O2 = CO |
|
S |
G |
Прямая реакция не может протекать само-произвольно при любых температурах |
CO = С(графит) +O2 |
|
S |
G при Т Тр G при Т Тр |
Самопроизвольно может протекать прямая реакция при низких температурах и обратная реакция – при высоких темпера-турах |
CaO + CO2 = CaCO3 |
|
S |
G при Т Тр G при Т Тр |
Самопроизвольно может протекать прямая реакция при высоких температурах и обратная реакция – при низких темпера-турах |
CH4 + 2H2O(Г.) = = СO2 + 4H2 |
Таким образом можно сделать следующие выводы:
Химическая реакция самопроизвольно протекает в направлении уменьшения значения G.
Чем сильнее убывает величина G, тем более вероятно проведение химической реакции в прямом направлении.
Если G 0, то химическая реакция не будет протекать в прямом направлении. Причём, если G 0, то химический процесс можно осуществить в обратном направлении.
При , S > 0 химическая реакция возможна без ограничений; и, наоборот, при ΔH > 0, ΔS < 0 химическая реакция, вообще, неосуществима.
4. Термодинамические представления о равновесном состоянии.
Константа химического равновесия Кр. зависит от природы реагентов и от температуры. Она связана с изменением стандартной энергии Гиббса химической реакции уравнением:
= R T ln Kp (18)
Если учесть, что ,то после некоторого преобразования получим:
(19)
Из этого уравнения видно, что константа равновесия очень чувствительна к изменению температуры. Для эндотермических процессов повышение температуры отвечает увеличению константы равновесия, для экзотермических – её уменьшению.
От давления (если оно не очень велико) константа равновесия не зависит.
Зависимость константы равновесия от энтальпийного и энтропийного факторов свидетельствует о влиянии на неё природы реагентов.