- •Министерство образования и науки украины
- •Атомно - молекулярное учение. Основные понятия и законы химии.
- •Расчет относительных молекулярных и молярных масс веществ
- •Расчеты эквивалентов и молярных масс эквивалентов элементов
- •Стехиометрические расчеты по химическим уравнениям
- •Строение|стройка| атомов и свойства элементов
- •Электронные формулы
- •Правила, на основе|основании| которых|каких| составляют|сдают| электронные формулы
- •Составление|сдает| электронных формул
- •Информативность электронных формул
- •3. Химический характер элемента ( металл, неметалл )
- •4. Состав|склад| и свойства соединений элементов.
- •Х и м и ч е с к а я с в я з ь |с|| и с в о й с т в а в е щ е с т в
- •Типы химических связей:
- •Ковалентная связь.
- •Ионная связь.
- •Металлическая связь.
- •Классификация неорганических соединений
- •Оксиды|оксид|
- •Основные оксиды -
- •Кислотные оксиды -
- •Гидроксиды
- •Основания|основание|
- •Кислоты
- •Амфотерные гидроксиды
- •Средние соли
- •Основные соли
- •Кислые соли
- •Основные закономерности протекания химических реакций
- •Энергетика химических реакций
- •2. Химическая кинетика
- •Факторы, которые|какие| влияют на скорость реакции
- •Температура
- •Правило Вант – Гоффа
- •Концентрация реагентов
- •Химическое равновесие
- •Дисперсные системы и растворы
- •Энергетические явления при растворении.
- •Растворимость
- •Способы выражения концентрации растворов массовые
- •Объемные
- •Свойства разбавленных растворов неелектролитов|
- •Законы Рауля.
- •Растворы электролитов
- •Количественные характеристики процесса диссоциации.
- •Неорганические соединения как электролиты
- •Амфотерные гидроксиды
- •Формы содержания |содержания| воды в веществах
- •Физические свойства воды
- •Вода как электролит
- •Жесткость в о д ы
- •Гидролиз солей
- •Электролитическая диссоциация комплексных соединений
- •Номенклатура комплексных соединений
- •Способы получения комплексных соединений
- •Комплексные соединения в природе и технологии
- •Составление уравнений окислительно - восстановительных реакций методом электронного баланса.
- •Распространение и значение окислительно|окисный| – восстановительных реакций.
- •Э л е к т р о х и м и я
- •Основные понятия электрохимии
- •Г а л ь в а н и ч е с к и е е л е м е н т и –
- •Электрохимический ряд напряжения металлов (стандартные электродные потенциалы при 250с)
- •К о р р оз и я м е т а л л о в
- •Средства борьбы с коррозией.
- •Э л е к т р о л и з
- •Применение электролиза:
- •Министерство образования и науки украины
- •Атомно - молекулярное учение. Основные понятия и законы химии.
- •Расчет относительных молекулярных и молярных масс веществ
- •Расчеты эквивалентов и молярных масс эквивалентов элементов
- •Стехиометрические расчеты по химическим уравнениям
- •Строение|стройка| атомов и свойства элементов
- •Электронные формулы
- •Правила, на основе|основании| которых|каких| составляют|сдают| электронные формулы
- •Составление|сдает| электронных формул
- •Информативность электронных формул
- •3. Химический характер элемента ( металл, неметалл )
- •4. Состав|склад| и свойства соединений элементов.
- •Х и м и ч е с к а я с в я з ь |с|| и с в о й с т в а в е щ е с т в
- •Типы химических связей:
- •Ковалентная связь.
- •Ионная связь.
- •Металлическая связь.
- •Классификация неорганических соединений
- •Оксиды|оксид|
- •Основные оксиды -
- •Кислотные оксиды -
- •Гидроксиды
- •Основания|основание|
- •Кислоты
- •Амфотерные гидроксиды
- •Средние соли
- •Основные соли
- •Кислые соли
- •Основные закономерности протекания химических реакций
- •Энергетика химических реакций
- •2. Химическая кинетика
- •Факторы, которые|какие| влияют на скорость реакции
- •Температура
- •Правило Вант – Гоффа
- •Концентрация реагентов
- •Химическое равновесие
- •Дисперсные системы и растворы
- •Энергетические явления при растворении.
- •Растворимость
- •Способы выражения концентрации растворов массовые
- •Объемные
- •Свойства разбавленных растворов неелектролитов|
- •Законы Рауля.
- •Растворы электролитов
- •Количественные характеристики процесса диссоциации.
- •Неорганические соединения как электролиты
- •Амфотерные гидроксиды
- •Формы содержания |содержания| воды в веществах
- •Физические свойства воды
- •Вода как электролит
- •Жесткость в о д ы
- •Гидролиз солей
- •Электролитическая диссоциация комплексных соединений
- •Номенклатура комплексных соединений
- •Способы получения комплексных соединений
- •Комплексные соединения в природе и технологии
- •Составление уравнений окислительно - восстановительных реакций методом электронного баланса.
- •Распространение и значение окислительно|окисный| – восстановительных реакций.
- •Э л е к т р о х и м и я
- •Основные понятия электрохимии
- •Г а л ь в а н и ч е с к и е е л е м е н т и –
- •Электрохимический ряд напряжения металлов (стандартные электродные потенциалы при 250с)
- •К о р р оз и я м е т а л л о в
- •Средства борьбы с коррозией.
- •Э л е к т р о л и з
- •Применение электролиза:
- •Атомно - молекулярное учение. Основные понятия и законы химии.
- •Расчет относительных молекулярных и молярных масс веществ
- •Расчеты эквивалентов и молярных масс эквивалентов элементов
- •Стехиометрические расчеты по химическим уравнениям
- •Строение|стройка| атомов и свойства элементов
- •Электронные формулы
- •Правила, на основе|основании| которых|каких| составляют|сдают| электронные формулы
- •Составление|сдает| электронных формул
- •Информативность электронных формул
- •3. Химический характер элемента ( металл, неметалл )
- •4. Состав|склад| и свойства соединений элементов.
- •Х и м и ч е с к а я с в я з ь |с|| и с в о й с т в а в е щ е с т в
- •Типы химических связей:
- •Ковалентная связь.
- •Ионная связь.
- •Металлическая связь.
- •Классификация неорганических соединений
- •Оксиды|оксид|
- •Основные оксиды -
- •Кислотные оксиды -
- •Гидроксиды
- •Основания|основание|
- •Кислоты
- •Амфотерные гидроксиды
- •Средние соли
- •Основные соли
- •Кислые соли
- •Основные закономерности протекания химических реакций
- •Энергетика химических реакций
- •2. Химическая кинетика
- •Факторы, которые|какие| влияют на скорость реакции
- •Температура
- •Правило Вант – Гоффа
- •Концентрация реагентов
- •Химическое равновесие
- •Дисперсные системы и растворы
- •Энергетические явления при растворении.
- •Растворимость
- •Способы выражения концентрации растворов массовые
- •Объемные
- •Свойства разбавленных растворов неелектролитов|
- •Законы Рауля.
- •Растворы электролитов
- •Количественные характеристики процесса диссоциации.
- •Неорганические соединения как электролиты
- •Амфотерные гидроксиды
- •Формы содержания |содержания| воды в веществах
- •Физические свойства воды
- •Вода как электролит
- •Жесткость в о д ы
- •Гидролиз солей
- •Электролитическая диссоциация комплексных соединений
- •Номенклатура комплексных соединений
- •Способы получения комплексных соединений
- •Комплексные соединения в природе и технологии
- •Составление уравнений окислительно - восстановительных реакций методом электронного баланса.
- •Распространение и значение окислительно|окисный| – восстановительных реакций.
- •Э л е к т р о х и м и я
- •Основные понятия электрохимии
- •Г а л ь в а н и ч е с к и е е л е м е н т и –
- •Электрохимический ряд напряжения металлов (стандартные электродные потенциалы при 250с)
- •К о р р оз и я м е т а л л о в
- •Средства борьбы с коррозией.
- •Э л е к т р о л и з
- •Применение электролиза:
- •Министерство образования и науки украины
- •Атомно - молекулярное учение. Основные понятия и законы химии.
- •Расчет относительных молекулярных и молярных масс веществ
- •Расчеты эквивалентов и молярных масс эквивалентов элементов
- •Стехиометрические расчеты по химическим уравнениям
- •Строение|стройка| атомов и свойства элементов
- •Электронные формулы
- •Правила, на основе|основании| которых|каких| составляют|сдают| электронные формулы
- •Составление|сдает| электронных формул
- •Информативность электронных формул
- •3. Химический характер элемента ( металл, неметалл )
- •4. Состав|склад| и свойства соединений элементов.
- •Х и м и ч е с к а я с в я з ь |с|| и с в о й с т в а в е щ е с т в
- •Типы химических связей:
- •Ковалентная связь.
- •Ионная связь.
- •Металлическая связь.
- •Классификация неорганических соединений
- •Оксиды|оксид|
- •Основные оксиды -
- •Кислотные оксиды -
- •Гидроксиды
- •Основания|основание|
- •Кислоты
- •Амфотерные гидроксиды
- •Средние соли
- •Основные соли
- •Кислые соли
- •Основные закономерности протекания химических реакций
- •Энергетика химических реакций
- •2. Химическая кинетика
- •Факторы, которые|какие| влияют на скорость реакции
- •Температура
- •Правило Вант – Гоффа
- •Концентрация реагентов
- •Химическое равновесие
- •Дисперсные системы и растворы
- •Энергетические явления при растворении.
- •Растворимость
- •Способы выражения концентрации растворов массовые
- •Объемные
- •Свойства разбавленных растворов неелектролитов|
- •Законы Рауля.
- •Растворы электролитов
- •Количественные характеристики процесса диссоциации.
- •Неорганические соединения как электролиты
- •Амфотерные гидроксиды
- •Формы содержания |содержания| воды в веществах
- •Физические свойства воды
- •Вода как электролит
- •Жесткость в о д ы
- •Гидролиз солей
- •Электролитическая диссоциация комплексных соединений
- •Номенклатура комплексных соединений
- •Способы получения комплексных соединений
- •Комплексные соединения в природе и технологии
- •Составление уравнений окислительно - восстановительных реакций методом электронного баланса.
- •Распространение и значение окислительно|окисный| – восстановительных реакций.
- •Э л е к т р о х и м и я
- •Основные понятия электрохимии
- •Г а л ь в а н и ч е с к и е е л е м е н т и –
- •Электрохимический ряд напряжения металлов (стандартные электродные потенциалы при 250с)
- •К о р р оз и я м е т а л л о в
- •Средства борьбы с коррозией.
- •Э л е к т р о л и з
- •Применение электролиза:
Основные закономерности протекания химических реакций
Энергетика химических реакций
Энергетика химических реакций – это раздел химии, которая изучает закономерности энергетических переходов в химических процессах и направление протекания химических процессов.
Энергетическое состояние|стан|физико|– химических систем характеризуется термодинамическими функциями состояния|стана|системы:
внутренняя энергия;
энтальпия;
энтропия;
энергия Гиббса.
Внутренняя энергия ( U, кДж) – сумма всех видов энергии всех частиц, которые составляют систему, без учета энергии системы как целого (потенциальной и кинетической).
Для изохорних|процессов (V = const|)
∆ U = QV
где ∆U - изменение|смена|внутренней энергии системы;
QV - теплота, которую поглощает или отдает система ( тепловой эффект) при постоянном объеме.
Энтальпия (∆Н, кДж) - теплосодержание системы, которая выполнила работу расширения (р∆V) за счет прибавленной теплоты.
Для изобарных процессов (Р = const|)
∆Н = - QР= - ( ∆U+ р∆V )
где ∆Н – изменение|смена|энтальпии системы;
QР – теплота, которую поглощает или отдает система ( тепловой эффект ) при постоянном давлении.
Таким образом ∆Н – это тепловой эффект процесса, который происходит при постоянном|устоявшемся|давлении.
∆Нх.р. – тепловой эффект химической реакции (х.р.), которая происходит при постоянном давлении.
Эндотермические процессы – это процессы, в ходе которых система поглощает энергию (∆ Н > 0).
Экзотермические процессы – это процессы, в ходе которых система энергию отдает (∆ Н < 0).
Теплота образования вещества – это тепловой эффект реакции образования 1 моль вещества из простых веществ, устойчивых при стандартных условиях ( ∆Нобр., кДж / моль).
Стандартные условия характеризуются давлением, что равняется 1,01 • 105 Па, и температурой, которая равняется 298К (∆Н0298).
Теплота разложения вещества – это тепловой эффект реакции разложения 1 моль вещества на простые вещества, устойчивые при стандартных условиях ( ∆Нразл., кДж / моль).
Теплота разложения данного соединения численно равняется теплоте ее образования, но имеет противоположный знак. ∆Нразл. = - ∆ Нобр.
Теплоты образования и разложения простых веществ ( СО2, Н2, Fe, S ) принятые ровными нулю.
Теплота растворения вещества – это тепловой эффект процесса растворения 1 моль вещества до устойчивого состояния ( молекулы или ионы) (∆ Нраств., кДж / моль).
Теплота сгорания - это теплота, которая выделяется при реакции сгорания в кислороде 1 моль вещества до состояния высших оксидов ( ∆Нсгор., кДж / моль).
Ст+ О2(г)→ С+4О2(г), ∆ Нсгор.
Стандартные тепловые эффекты – это тепловые эффекты, измеренные или рассчитанные для процессов, которые происходят при стандартных условиях (∆Н0298, кДж ).
Закон Гесса (Г.И. Геса, 1840р.). Тепловой эффект реакции зависит только от начального и конечного состояний исходных веществ (реагентов ) и продуктов реакции и не зависит от промежуточных стадий процесса.
Следствие из закона Гесса. Стандартный тепловой эффект реакции равняется сумме стандартных теплот образования продуктов реакции с вычитом суммы стандартных теплот образования исходных веществ.
∆Н0х.р.= ∑ ∆Н0образования продуктов - ∑∆Н0образования реагентов
Уравнение термохимическойреакции отличается от химического уравнения тем,чтов немобязательно указываютсяагрегатныесостояния веществ|стана|и значения теплового эффекта реакции:
А(г)+ 2В(т)= С(р)+ 3Д(к), ∆Н0х.р.
где А, В – реагенты
С, Д – продукты
г – газообразное агрегатное состояние|стан|
р – жидкость
т – твердое вещество
к – кристаллическое вещество.
Расчет теплового эффекта приведенной условной реакции (∆Н0х.р.) согласно следствию из закона Гесса.
∆Н0х.р.= ( ∆Н0обр(С).+ 3 ∆Н0обр(Д).) – ( ∆Н0обр(А).+2 ∆Н0обр(В).)
Значение ∆Н0х.р. может быть использовано в качестве критерия для определения вероятного направления хода реакции. В соответствии с принципом минимальной энергии реакции могут происходить произвольно в том направлении, которое сопровождается уменьшением энергии системы. Это экзотермические реакции, для каких ∆Н0х.р.< 0.
Для объяснения случаев, когда произвольно происходят эндотермические реакции
( ∆Н0х.р.> 0), нужно привлечь еще одну термодинамическую функцию состояния системы.
Энтропия (S, Дж / К ) – количественная мера неупорядоченности системы.
S = R ∙ lnω∕NA, Дж ∕ К
где S – энтропия
R – универсальная газовая постоянная
NА – число Авогадро
ω – термодинамическая вероятность состояния|стана| системы – число микросостояний|стана|, которыми|какими| реализуется данное макросостояние|стан| системы.
Значение ω, и соответственно значение энтропии системы увеличивается при:
а) усложнении|усложнении|молекул;
б) при переходе вещества из|с|кристаллического состояния|стана|в аморфный, или в жидкий|редкий|и дальше в газообразный;
в) при повышении температуры.
В ходе химических реакций энтропия повышается в случае увеличения числа структурных единиц и веществ в газообразном состоянии|стане|.
Значения энтропий, рассчитанные для стандартных условий, называются стандартными энтропиями (S0298(вещества), Дж К ) и приведены в справочные таблицы. Энтропии простых веществ, в отличие от ∆Н0обр. простых веществ не равняются нулю
(Sпростых веществ≠ 0).
Изменение|смена|энтропий в физико|– химических процессах рассчитываетсясогласно следствиюиз закона Гесса:
∆S0х.р.= ∑S0продуктов- ∑S0реагентов
Изменение|смена|энтропий отображает « стремление » системы к|до|неупорядоченностичастиц|частички|. Поэтому произвольно могут происходить процессы, которые|какие|сопровождаются увеличением энтропии, то есть при ∆S > 0.
Окончательный вывод о направлении хода физико|– химических процессов дает значение термодинамической функции состояния|стана|системы, которая|какая|называется энергией Гиббса.
Энергия Гиббса (G, кДж ) или изобарно – изотермический потенциал – это энергия, за счет которой, система может выполнить работу.
Энергию Гиббса (G ), как и энтальпию (Н), определить невозможно, потому|оттого|количественным критерием осуществления процессов является изменение|смена|энергии Гиббса (∆G ).
Значение ∆G0обр. веществ приведены в справочные таблицы (∆G0обр. простых веществ равняются нулю ).
Изменение|смена|энергии Гиббса, которая является функцией состояния|стана|системы, может быть рассчитаносогласноследствиюиз закона Гесса:
∆G0х.р.= ∑ ∆G0образовання продуктов - ∑∆G0образовання реагентов
Энергия Гиббса связана с энтальпией, энтропией и температурой, соотношением:
G = H – T S (1)
∆G = ∆H – T ∆S (2)
Учитывая,|к свчто произвольномупротеканию процессов способствуют|содействуют|условия ∆Н < 0 ∆S > 0, из|с|уравнения (2) можно сделать|совершить|вывод: произвольноепротекание процессов происходитприусловии∆G < 0.