HIMIYa_ShPOR_33_33_33_33_33_33_33_33_3

Вопрос№1. Предмет химии. Атомно-молекулярное учение. Основные законы химии. Закон сохранения массы и энергии. Дефект массы в химических реакциях.

Предметом исследования химии является 1) изучение строения и свойств веществ 2) процессы превращения одних веществ в другие. Основные законы химии 1) PC массы и энергии 2) закон постоянства состава(з-н пруста) 3) закон Авонгадро 4) закон эквивалентов. Закон сохранения массы и энергии: масса веществ вступивших в реакцию= массе веществ образующихся в результате реакц. З-н сохр. Энергии . Масса и энергия в изолированной системе= const.

Вопрос№2 закон постоянства состава. Соединения постоянного и переменного состава. Закон кратных отношений.

Закон постоянства состава: каждое химически чистое соединение независимо от способа и условий его получения имеет постоянный качественный состав. C+O2=CO2↑. CacO3→CaO+CO2↑. Закон Пруста справедлив только для дальтонидов(соед, пост. Сост. Соединения имеющие молекулярную структуру. H2 Cl2 NH3) и несправедлив для бертолидов(соед. Переменного сост. Сплавы некоторых Ме бронза некоторые соединения оксидов, карбидов сульфидов). Закон кратных отношений (закон дальтона)— один из стехиометрических законов химии: если два вещества (простых или сложных) образуют друг с другом более одного соединения, то массы одного вещества, приходящиеся на одну и ту же массу другого вещества, относятся как целые числа.

Вопрос»№3. Закон авогадро и его следствия. Закон эквивалентов. Понятие эквивалента, эквивалентной массы и эквивалентного объема.

Закон авогадро: в равных объёмах различных газов, взятых при одинаковых температуре и давлении, содержится одно и то же число молекул/ следствие1: один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объём. Следствие2: молярная масса первого газа равна произведению молярной массы второго газа на относительную плотность первого газа по второму. Закон эквивалентов: все вещества реагируют в эквивалентных отношениях . Эквивалентная масса- масса одного экв. Данного вещества.

Вопрос№4. Основные классы неорганических соед. Химические свойства. Химическая номенклатура. Примеры.

Основные неорг соед: основания(Mg(OH)2 NH3 KOH ) оксиды(несолеобразующие CO N2O NO, солеобр(основные сток Ме +1 и +2 Na2O MgO CuO, амфотерные ZnO Al2O3 Cr2O3 SnO2 сток +3 +4,кислотные сток +5- +7 SO2 SO3 P2O5 Mn2O7 CrO3) соли (средние NaCl CuSO4 Ca3(PO4)2 кислые KH2PO4 Na2HCO3 основные Mg(OH)Cl Cu(OH)2CO3комплексные K3[Fe(CN)6])кислоты(бескислородные: HBr H2S, кислородсодержащие: HNO3 H2SO4 H3PO4(одно- дух- трех- основные))

Вропос№5 развитие представлений о строении атома. Основные положения квантовой теории бора.

1833- фарадей открыл, что электричество существует в виде отдельных единичных зарядов. 1895- крукс открыл, что катодные лучи- это поток отрицательно заряженных частиц(электронов). 1895-рентген открыл Х-лучи(рентгеновское излучение). 1896- беккерль открыл явление радиоактивности(самопроизволдьный распад атомов некоторых элементов). 1898 мария и пьер кюриоткрыли радий и полоний. 1893-1903- резерфорд установил природу бетта и гамма лучей, обр при радиоактивном распаде. 1906- модель атома томсона(атом- это положительно заряженная сфера, в которую вкраплены отрицательно заряженные электроны). постулаты бора 1) электроны должны вращаться вокруг ядра по строго определенным стационарным орбитам. 2) ΔE=E2-E1=hђ модель объясняет линейные спектры излучения атомов количественно для H2, потенциал ионизации атомов H2 может быть расчитан количественно. Модель не объясняет: спектры излучения сложных атомов и их тонкую структуру, зависимость потенциала ионизации от заряда ядра, природу химической связи. Осн недостаток- неправильное представление обэлектроне.

Вропос №6современные представления о строении атома. Основные принципы квантовой механики. Двойственная природа электрона. Принцип неопределенности гейзенберга.

В основе современной теории движения микрообъектов лежат представления об их двйственной природе. Установлено, что микрочастицы обладают как свойствами частицы(масса, заряд) так и свойствами волны. Впервые для света(характерны дифракция и интерференция и имеются факты об корпускулярных свойствах света.) принцип неопределенности гейзенберга заключается в том, что невозможно точно определить координату частицы, как ее скорость или импульс. Из этого следует, что чем точнее координата частицы, тем менее точным становится значение импульса и наоборот. Этот принцип справедлив только для микрочастиц.

Вропос №7. Строение атома водорода. Квантовые числа. Электронные орбитали.

Орбиталь- это пр-во, где электрон находится большую часть времени(электронное облако) квантовые числа- это целые или полуцелые числа, описывающие разрешенные дискретные состояния атомов и молекул, т.е. квантовые числа характеризуют энергетические состояния каждого электрона в атоме. 4 квантовых числа: 1) главное (n) 2) орбитальное(побочное)(l) 3)магнитное(Me) 4)спиновое(Ms). N характеризует энергию е на данном энерг. Уровне. И определяет размер электронного облака, т.е. среднее расстояние от е до ядра атома. Чем больше n, тем больше энергия е.n- номер периода элемента. L характеризует энергию е на данном энергетическом подуровне и показывает форму эл облака, при чем l зависит от n. Me характеризует энергию е в магнитном поле атома и определяет ориентацию электронного облака в магнитном поле атома. Ms характеризует вращение е вокруг собственной оси.

Вропос №8 электронное строение многоэлектронных атомов. Электронные формулы. Принцип наименьшей энергии. Принцип паули. Правило хунда. Правило кличковского метод квантовых ячеек.

Т.к. хим реакции протекают без изменения ядер реагирующих веществ, то физические и химические свойства атомов зависят от строения электронной оболочки атомов, в первую очередь тех , на которых находятся валентные электроны. Для объяснения строения электронных оболочек атома нужно знать4 положения: 1) принцип наименьшей энергии 2) принцип паули 3) правило хунда 4)правило кличковского. 1) в устойчивом состоянии е находится на наиболее низких энергетических уровнях и подуровнях, это значит, что каждый новый е попадает в атоме на самый низкий энергетический свободный подуровень. Для многоэлектронных атомов энергия орбиталей на уровнях и подуровнях изменяется следующим образом: 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f. ПНЭ справедлив только для основных состояний атомов. 2)в атоме не может быть 2х одинаковых е, у которых все 4 квантовых числа были бы одинаковы. Для s- 2 p- 6 d- 10 f- 14. Из ПП можно рассчитать количество е на каждом уровне Ne=2n^2 и на каждом подуровне Ne=2(2e+1). 3) в пределах определенного подуровня е располагаются так, чтобы суммарный спин был максимальным. 4) первое: последовательное заполнение атомных орбиталей при увличении заряда ядра происходит от орбиталей с наименьшим значением суммы n+e к обитали с наибольшим значением. Второе: при одинаковых значениях суммы в начеале заполняется орбиталь с меньшим значением n. Электронная формула- это форма записи распределения е в атоме по энергетическим уровням и подкровням.

Вропос №9 периодический закон менделеева и его физический смысл. Периодическая система элементов. Современная формулировка периодического закона.

Периодический закон. Валентные электроны- электроны находящиеся на последнем энергетическомуровне. Именно они принимают участие в образовании химической связи. Внутренние у соответственно на внутренних уровнях, и, как правило, не принимают участия в образовании связи(за исключением d- и f- элементов). Валентные электроны имеют наимаксимальнейшую энергию. Формулировка менделеева: свойства химических элементов, а потому и свойства образуемых ими простый или сложных тел стоят в периодической зависимости от величины атомного веса их атомов. современная формулировка: свойства химических элементов, а также оразуемых ими веществ находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов. Физический смысл ПЗ заключается в периодическом изменении свойств элементов в результате периодически повторяющихся электронных оболочек атомов при последовательном возрастании n. Периодическая таблица- графическое изображение периодической системыэлементов, состоит из 7 периодов и 8 групп. Период- совокупность химических элементов в горизонтально и последовательо расположенных в порядке возростания заряда ядра. Группа- элементы расп вертикально, обладающих близкими свойствами.

Вропос №10 s p d f элементы. Положение в ПС и особенности строения их атомов

s-элементы. 1 и 2 группа гл подгруппа. Общая электронная формула валентных электронов для s-элементов . P-элементы. Элементы 3-8 главной подгруппы. Общая формула. D- элем енты. 1-8 побоч подгруппа. Ns^2 (n-1)d^1-10. F-элементы- лантаноиды и актиноиды. .

Вропос №11 периодичность в изменении свойств химических элементов на основе электронного строения атомов

Вропос №12 энергия ионизации. Сродство к е. электроотрицательность. Атомные радиусы. Характер изменения этих величин в периодической системе.

Энергия ионизации- энергия, необходимая для удаления е из атома на бесконечно большое расстояние(в ПС увеличивается↑→). Сродство к е- Еср- этро энергия, которая выделится при присоединении е к атому. Изм так же, как и Еи. Электроотрицательность- это мера способности атома притягивать или отдавать е. ЭО= Еи+Еср/2. Атомный радиус- это расстояние от центра атома до главного максимума плотности внешнего электронного слоя. Радиус характеризует атом в основном состоянии. В реальнных молекулах простых веществ за атомный радиус можно считать 0,5 межядерного расстояния между атомами.

Вропос №13 химическая связь и ее разновидности. Квантово- механический расчет гейтлера и лондона.

Химическая связь- это сила удерживающая в равновесии частицы вещества(атомы молекулы ионы). Необходимое условие- образования- частичное перекрывание электронных облаков, сопровожд. Уменьшением полной энергии системы. Причина- понижение энергии системы химически связанных атомов по сравнению с суммарной энергией исходных атомов. Химическая связь имеет электрическую природу, объясняется положительно зарядом ядер и отрицат. Заряженных е. типы ХС: 1) ковалентная связь 2) ионная связь 3) водородная связь 4) металлическая связь. 1)тип ХС, характеризующиеся образованием общих электронных пар(неМе)(полярная- между атомами с разными значениями ЭО)H3PO4 2) ионная связь- этопредельный случай КПС, когда электронная пара практически полностью смещена в сторону более электроотр атома. ИС характеризуется максимально ассиметричным положением эл плотности между ядрами атомов при обобществлении валентных электронов. ИС характеризуется ненапрвленностью и ненасыщенностью. Ионные соединения представляют собой кристаллические вещества. 3) водородная связь- это связь между Н+ и другим отрицательно заряженным атомом за счет сил электростатиического притяжения. ВС более слабая, чем ИС или КС.межмолекулярная ВС- разновидность ВС, возник между разными молекулами. Внутремолекулярная ВС- это ВС, объединяющая части одной молекулы, оказыввает заметное влияние на физ и хим свойства вещества. 4) металлическая связь- это тип ХС , обусловленный взаимодействием делокализованных е с положительными ионами, составляющими каркас кристаллической решетки Ме. Связь осуществляется валентными е. в образовании МС участвуют делокализованные е атомов Ме. В атомах Ме колво делок е много меньше колва свободных орбиталей> что е могут переходить с одной орбитали на другую. Ме имеют низкую Е ионизации> е легко отрываются от атомов.

Вопрос№14 основные характеристики химической связи(энергия связи, длина, кратность, полярность…)

Длина связи – расстояние между центрами атомов в молекуле. Энергия и длина связей зависят от характера распределения Эл. плотности между атомами. На распределение е плотности влияет пространственная направленность хим. связи. КРАТНОСТЬ СВЯЗИ- число электронных пар, обобществлённых двумя соседними атомами молекулы в результате ковалентной химической связи. Полярность химических связей- характеристика химической связи, показывающая перераспределение электронной плотности в пространстве вблизи ядер по сравнению с исходным распределением этой плотности в нейтральных атомах, образующих данную связь.

Вопрос№15 способы перекрывания электронных облаков атомов. σ- и π- связи. Одинарные и кратные связи. Примеры.

σ -химическая связь, образованная за счет максимального перекрывания электронных облаков по прямой линии, проходящей через центр. π -химическая связь, образованная за счет максимального бокового перекрывания электронного облака по обе стороны от прямой линии, проходящей через центры атомов.

Вопрос№16 понятие гибридизации и ее разновидности. Геометрическое строение молекул. Примеры.

Гибридизация орбиталей — процесс смешения разных (s, p, d) орбиталей центрального атома многоатомной молекулы с возникновением того же числа орбиталей, эквивалентных по своим характеристикам. -sp-гибридизация Происходит при смешивании одной s- и одной p-орбиталей. Образуется две равноценные sp-атомные орбитали, расположенные линейно под углом 180 градусов и направленные в разные стороны от ядра атома углерода. Две оставшиеся негибридные p-орбитали располагаются во взаимно перпендикулярных плоскостях и участвуют в образовании `0;-связей, либо занимаются неподелёнными парами электронов, длина 0,120 нм. -sp²-гибридизация Происходит при смешивании одной s- и двух p-орбиталей. Образуется три гибридные орбитали с осями, расположенными в одной плоскости и направленными к вершинам треугольника под углом 120 градусов. Негибридная p-атомная орбиталь перпендикулярна плоскости и, как правило, участвует в образовании `0;-связей, длина 0,134 нм. -sp³-гибридизация Происходит при смешивании одной s- и трех p-орбиталей. Возникают четыре одинаковые орбитали, расположенные относительно друг друга под тетраэдрическими углами 109° 28’ (109,47°), длина 0,154 нм.

Вопрос№17 метод валентных связей(МВС). Основные положения. Обменный и донорно-акцепторный механизм образования химической связи. Примеры.

МВС- это метод, описывающий КС в молекулах. Основан на результатах квантово- механических расчетов молекулы Н2. Основные положения: 1) ХС образуется методом валентных электронов различных атомов с разными спинами. При этом происходит частичное перекрывание электронных облаков и между атомами возникает область с повышенной электронной плотностью, что приводит к пониженнию Е системы. 2) в пространстве ХС располагается по направлению максимального перекрываания электронных облаков. 3) из нескольких связей, образуемых данным с другим атомом наиболее прочна связь , у которой перекрывание электронных облаков наибольшее. МВС реализуется через механизмы образования КС. 1) обменный- способ образования КС, при котором общие электронные пары образуются из внешних электронов(ненаправленных) разных или одинаковых атомов. 2) донорно- акцепторный механизм- это способ образования КС, при котором общая электронная пара образуется за счет неподеленной пары е принадлежащей одному из атомов(донор) и свободной орбитали другого атома(акцептор).

Вопрос№18 ионная связь как крайний случай КПС. Примеры.

Ионная связь- это предельный случай КПС, когда электронная пара практичекски полностью смещена в сторону более электроотрицательного атома. ИС характеризуется максимально ассиметричным расположением электронной плотности между ядрами атомов при обобществлении валентных е. Na(одна точка) + Сl(7 точек) ИС характеризуется ненаправленностью и ненасыщенностью. Ионы можно представить, как заряженные шары, силовые поля которых равномерно распределены во всех напрвлениях пространства. Поэтому каждый ион может притягивать к себе противоположные по знаку ионы во всех направлениях.

Вопрос№19 металлическая связь. Водородная связь. И причины ее возникновеня. Разновидности водородноцй связи.

Металлическая связь и КС имеют одинаковую природу: ХС осуществляется валентными е. в образовании МС участвуют делокализованные е атомов Ме. В атомах Ме количество делокализованных е много меньше количества свободных орбиталей, поэтому е могут переходить с одной орбитали на другую. Ме имеют низкую энергию ионизации, в результате чего, е легко отрываются от атомов и свободно перемещаются по всему объему Ме. Благодаря свободно перемещающимся е Ме имеют высокую тепло и электро проводность. Металлическая связь является ненаправленной, что является причиной пластичности Ме. Водородная связь - это связь между Н+ и другим отрицательно заряженным атомом за счет сил электростатиического притяжения. ВС более слабая, чем ИС или КС. межмолекулярная ВС- разновидность ВС, возник между разными молекулами. Внутремолекулярная ВС- это ВС, объединяющая части одной молекулы, оказыввает заметное влияние на физ и хим свойства вещества.

Вопрос№20 элементы химической кинетики. Скорость химических реакций в гомогенных и гетерогенных системах. Влияние концнтрации реагирующих веществ на скорость химической реакции.

Химическая кинетика- это учение о скоростях и механизмах химических реакций. Основными вопросами ХК являются установление факторов, влияющих на скорость химических реакций, изучение типов реакций, строение промежуточных соединений(активированных комплексов). Скорость химических реакций- число элементарных актов взаимодействия за единицу времени в единице объема для гомогенных реакций, или на еденице площади для гетерогенных реакций. Гомогенная система- состоящая из одной фазы. Гетерогенная система- состоящая из нескольких фаз. . . Чем больше концентрация веществ, тем больше вероятность столкновения молекул, и значит тем выше скорость химической реакции.

Вопрос№21 влияние температуры на скорость химической реакции. Энергия актвации. Уравнение аррениуса.

Скорость химической реакции возрастает по мере роста температуры, при этом возрастает и константа скорости химической реакции. Энергия активации Еа- это минимальная энергия, которой должны обладать молекулы для существования химической связи. С повышением температуры доля молекул с энергией выше Еа увеличивается. Уравнение аррениуса .

Вопрос№22 механизм химических реакций. Активированный комплекс.

Протекание любой ХР можно рассматривать ка протекание некоторых промежуточных стадий(элементарных реакций) на каждой из этих реакций происходит столкновение двух, реже- трех, частиц, и образуются промежуточные вещества- активированные комплексы. Состояние АК характеризуется тем, что в нем нет уже исходных веществ, но нет и продуктов реакции.

Вопрос№23 катализаторы. Влияние катализаторов на скорость химической реакции. Механизм действия катализатора. Гомогенный и гетерогенный катализ.

Катализ- это изменение скорости химической реакции под действием веществ, называемых катализаторами(ингибиторами). Различают гомогенный и гетерогенный катализ. Гомогенный катализ- это химический процесс, при котором катализатор и реагирующее вещество находятся в одной фазе. Гетерогенный наоборот. При гетерогенном катализе реакция протекает на границе раздела фаз, а катализатор обычно- твердое тело. Катализатор(ингибитор)- вещество, изменяющее скорость ХР, способное принимать участие в образовании промежуточных продуктов, но остающееся после окончания реакции в химически неизменном виде и в том же количестве.

Вопрос№24 обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие. Константа равновесия. Примеры. Закон действующих масс для химических равновесий.

По направлению протекания ХР подразделяют на: необратимые(протекающие только в одном направлении и завершающиеся полным превращением реагентов в продукты AgNO3+NaCl→AgCl+NaNO3) и обратимые(протекающие одновременно в прямом и обратном направлении с одинаковой скоростью при постоянных термодинамических условиях(температура, давление), при этом реагенты превращаются в продукты только частично. В обратимых ХР исходные вещества образуют продукты реакции, которые могут распадаться, или взаимодействовать между собой, снова образуя исходные вещества N2+3H2↔2NH3). Химическое равновесие- состояние химической системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. Химическое равновесие является динамическим(подвижным), т.к. в состоянии равновесия и прямая и обатная реакции продолжают идти с равными скоростями. Количеситвенной величиной, характкризующей химическое равновесие является константа химического равновесия(константа равновесия Кр)- это постоянная для данной температуры и давления величина, характеризующая равновесие в химической системе. Численно она равна отношению константы прямой и обратной реакции.

Вопрос№25 смещение химического равновесия. Принцип лешателье примеры.

Смещение равновесия(сдвиг равновесия) происходит при изменении внешних условий. Количественно оценивается в соответствии с принципом лешателье: если на равновесную химическую систему оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону протекания тех процессов, которые уменьшают взаимодействие(если такое смещение возможно). Условия влияющие на смещение химического равновесия: 1) температура. При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции(Q<0) при повышении- в сторону экзотермической реакции. 2SO2+O2↔2SO3, при Т↑ равновесие← при Т↓ равновесие→. 2) при повышении давления равновесие смещается в сторону меньшего объема вещества и наоборот. Если реакция идет без изменения объема газов, то изменение давления не будет влиять на смещение химического равновесия. 3) при увеличении концентрации Равновесие смещается в сторону уменьшения концентрации данного вещества. H2+Cl2=2HCl↑.

Вопрос№26 элементы химической термодинамики. Основные определения и понятия химической термодинамики.

Задача химической термодинамики- применение ее законов к химическим и физико-химическим явлениям. Химическая термодинамика рассматривает 2 круга вопросов: 1) составление тепловых балансов процессов, включая тепловые эффекты физических изменений и химических превращений. 2) расчеты фазового и химического равновесия. Химическая термодинамика- это раздел химии, который изучает превращения энергии при химических реакциях. Система термодинамика- это совокупность тел, или одно тело, выделенные в пространстве. Термодинамическая система- совокупность тел способных с другими телами или между собой энергией и или веществом, т.е. это система, в которой возможен массо- и тепло перенос между ее составными частями. ТС подразделяются на: 1) открытые 2) закрытые 3) изолированные. Параметры состояния- это величины, характеризующие различные состояния и свойства ТС. К ним относятся давление, объем, температура. Состояние системы- это определенная совокупность численных значений параметров состояния. Начальное(конечное) состояние- это состояние системы до начала(после окончания) ХР. Внутренняя энергия- это общий запас энергии системы, характеризующий ее состояние. Энергия ХР- энергия характеризующая различные химические процессы, определяется изменением внутренней энергии системы при переходе из одного состояния в другое. Существует три вида: тепловая, электрическая и световая. Теплота- это вид энергии, связанный с хаотическим движением атомов, молекул и других химических частиц. Тепловой эффект ХР- количество теплоты, которое выделяется, или поглащается в результате ХР.

Вопрос№27 первое начало термодинамики и его применение к химическим процессам. Энтальпия. Законы термохимии. Термодинамические расчеты.

Согласно 1 началу термодинамики, сообщенная системе теплота расходуется на приращение внутренней энергии и на совершение работы против внешних сил. –Q=dU+A. ПНТ- это частный случай ЗСЭ. Из него следует, что для системы, у которой отсутствует обмен с окружающей средой, внутренняя энергия =const. Большинство реакций протекают при P=const, поэтому работа против внешних сил = PΔV. Энтальпия(теплосодержание)системы Н – функция состояния системы, которая больше внутренней энергии системы U на величину работы расширения pV. Первый закон термохимии(закон лавуазье-): тепловой эффект прямой реакции= тепловому эффекту обратной реакции, взятым с противоположным знаком. Второй закон термохимии(закон Гесса) тепловой эффект не зависит от пути процесса и определяется только начальными и конечными состояниями ситемы. Например СО2 можно получить 2-мя разными способами: 1) из простых веществ 2) из простых веществ сначала получить СО, а потом окислить до СО2. Следствие из 2 закона: тепловой эффект ХР – сумма всех теплот образования конечных продуктов. Пример: 2Al+FeO3→2Fe+Al2O3….. =2Δ(Fe)+Δ

Вопрос№28понятие энтропии. Второе начало термодинамики. Критерий самопроизвольного протекания в изолированной системе.

Протекание любого процесса есть следствие стремления системы перейти в более устойчивое состояние. Энтропия- еще одна характеристика, связанная со способностью совершать работу.(сраный опыт с перемешиванием газов). Мы можем изменить внутреннюю энергию системы подводя или отводя тепло. Энтропия- это мера теплоты, не способной совершать работу. Если система получает тепло при t=const, то оно все расходуется на повышение энтропии системы. ΔS=Q/T Согласно второму определению энтропия характеризует термодинамическую вероятность данного состояния. S=k lnW. K- постоянная больцмана; W- термодинамическая вероятность осуществления данного состояния- число микросостояний, которые могут существовать в данной системе. ВНТ: в изолированной системе могут протекать только такие процессы, которые могут приводить к увеличению энтропии. Энтропия возрастает до тех пор, пока в системе не наступит состояние динамического равновесия. Пока система находится в состоянии равновесия, энтропия имеет максимальное значение. Таким образом ВНТ отражает стремление изолированной системы к разупорядочиванию. Кристаллы- наименьшая энтропия, газы- наивысшая. 3H2(г)+N2(г)↔2NH(г) n моль 3 1 2 Дж 131 192 193; =2*193-(3*131+192)=-199Дж/К.

Вопрос№29 свободная энергия гиббса. Условие самопроизвольного протекания химических процессов.

Энергия гиббса учитывает влияние энтальпии и энтропии на ХР. При t=const ΔG= ΔH-T ΔS. Где ΔG- изменение энергии гиббса. Все самопроизвольные прцессы идут в направлении уменьшения энергии гиббса. Таким образом, для самопроизвольного протекания реакции требуется, с одной стороны, уменьшение суммы энтальпий: если сумма энтальпий образования продуктов меньше суммы энтальпий образования реагентов, т.е. Н < 0, то такой процесс энергетически выгоден. С другой стороны, самопроизвольно может протекать лишь процесс, в котором сумма энтропий продуктов превышает сумму энтропий реагентов, т. е. изменение энтропии в ходе процесса должно быть положительным (S > 0).

Вопрос№30 Общая характеристика дисперсных систем. Коллоидные системы и их разновидности.

Дисперсные системы- это системы в которых одно или несколько в-в или частиц распределены в другом в-ве. При этом распределяемое в-во называется дисперсной фазой, а в-во в котором происходит распределение- дисперсионной средой. Характеристикой размеров дисперсных фаз является дисперсность. Монодисперсные системы- это частицы дисперсной фазы, имеющие одинаковый размер. Классификация 1)по дисперсности и устойчивости. Грубодисперсные системы(взвеси, суспензии, эмульсии) размер 10^-4 - 10^-7 Неустойчивы, осаждение, или растворение. Тонкодисперсные(коллоидные растворы) размер 10^-7 - 10^-9 Могут быть устойчивы. Молекулярнодисперсные(истинные растворы) размер 10^-9 – 10^-10 Устойчивы. 2) по агрегатному состоянию. Г+г= газовые смеси г+ж= туманы г+т=дымы(аэрозоли) ж+г=пены ж+ж=эмульсии ж+т=взвеси т+г=пенопласты т+жжемчуг, опал т+т=пласты. Коллоидные растворы. Когда размер частиц достигает от единиц до сотен нанометров, такие ДС принято называть коллоидными растворами. Коллоидные растворы(кр) занимают промежуточное положение между истинными растворами и грубодисперсными системами. Примеры двух основных типов растворов: золи и гели. Золи- это частицы твердого вещества, распределенного в жидкой среде. Устойчивость золей к коагуляции обеспечивается зарядам ионов адсорбированных на поверхности частицы. В результате одноименно заряженной частицы отталкиваются друг от друга, что предотвращает и слипание(коагуляцию). Коагуляция- процесс слипания дисперсных частиц, приводящий к выпадению их в осадок. Гели- ДС, обладающие некоторыми свойствами твердых тел в силу особенности своего внтреннего строения. В гелях дисперсная фаза образует пространственную структуру, а дисперсионная среда(газ или жидкость) располагается в ячейках этой структуры. Многие гели представляют собой осадки, образовавшийся после коагуляции коллоидных растворов. Например, коллоиды H2SiO3 образуют гели с большим количеством воды. Высушенные гели этой кислоты, называемые силикагелем, являются хорошим адсорбентом.