Ответы.

1. [PtCl(NH₃)₃]Cl;

2. [PtCl(NH₃)₃]⁺, Pt²⁺, к.ч.=4, лиганды: Cl, NH_3.

Лекция 6. Химия вещества в конденсированном состоянии.

Агрегатное состояние вещества. Кристаллы. Кристаллические решетки. Аморфное состояние вещества. Химическая связь в полупроводниках и диэлектриках

1. Агрегатное состояние вещества

2. Кристаллы. Кристаллические решетки..

3.Аморфное состояние вещества.

4.Химическая связь в полупроводниках и диэлектриках.

Лекция 7. Термохимия

Предмет и основные понятия химической термодинамики. Изолированные, закрытые и открытые ситемы. Понятие фазы, гомогенной и гетерогенной систем. Термодинамические параметры системы. внутренняя энергия, энтальпия, энтропия и термодинамические потенциалы как функции состояния. Изотермические, изохорные и изобарные процессы. Первый закон термодинамики как частный случай закона сохранения энергии. Различные формулировки закона. Его математическое выражение. Применение закона к изотермическому, изохорному и изобарному процессам. термохимия. Стандартные условия для оценки теплового эффекта реакций. Изменение энтальпии в экзотермических и эндотермических реакциях. Закон Гесса и его следствия.

1. Предмет и основные понятия химической термодинамики.

- внутренняя энергия U–полная энергия частиц, составляющих данное вещество; она слагается из кинетической энергии поступательного, колебательного и вращательного движения частиц, а также потенциальной энергии сил притяжения и отталкивания, действующих между частицами.

- энтальпия системы Н –термодинамическая функция, характеризующая систему, находящуюся при постоянном давлении; Н=U+pV, где p и V – соответственно, давление и объем системы;

- энтропия S и ее изменение S, являющиеся мерой структурной неупорядоченности системы, Дж/(мольК);

- свободная энергия Гельмгольца (F) и ее изменение  F, которые являются мерой химического сродства и критерием самопроизвольного протекания изохорно-изотермических процессов, кДж/моль;

- свободная энергия Гиббса G и ее изменение G, которые являются мерой химического сродства и критерием самопроизвольного протекания изобарно-изотермических процессов, кДж/моль.

2.Первый закон термодинамики Основным законом термодинамики и одним из важнейших законов природы является первое начало термодинамики. Этот закон был установлен в результате работ Майера (1842г) и Джоуля (1843г). Первым началом термодинамики этот закон назвал Р. Клаузиус .Первое начало термодинамики в замкнутой системе энергия не возникает и не исчезает, при переходе одних форм энергии в другие сумма их остаётся неизменной. Согласно первому началу термодинамики, количество энергии, которое поглощается или выделяется в форме теплоты Q и работы A, постоянно для данного процесса, т.к. энергия не может исчезать или возникать, и следовательно, количество подведённой теплоты и совершённой работы равно изменению внутренней энергии: Q + A = ΔU. Работа, как правило, совершается против внешних сил A = -P (V₂- V₁)= -PΔV. Подвод теплоты к системе может осуществляться при двух процессах: изохорном и изобарном.

Изохорный процесс:

Вывод: при изохорном процессе подведённая теплота полностью расходуется на изменение внутренней энергии системы: Q_V = ΔU.

Изобарный процесс:

ΔU= Q_p + A = Q- pΔ V ;

Q_p= ΔU – A = ΔU + pΔ V

Q_p= U₂-U₁ + p(V₂ – V₁) = ( U₂ + pV₂ ) – (U₁ + pV₁).

Функция U + pV = H – называется энтальпией.

Итак, U₂ + pV₂ и U₁ + pV₁ – величины энтальпий для состояний 2 и 1 системы, соответственно:

U₂ + pV₂ = H₂;

U₁ + pV₁ = H₁.

Тогда Q_p = H₂ – H₁ = ΔH.

Теплота, подведённая к системе при постоянном давлении, равняется изменению энтальпии данной системы. Изменение энтальпии – теплота, выделившаяся при изобарном процессе. Поскольку энтальпия выводится из внутренней энергии, она также является функцией состояния. Измеряется и рассчитывается не сама энтальпия, а её изменение, приведённое к нормальным условиям: ΔH ⁰₂₉₈ кДж/моль. Образование веществ может происходить как с поглощением, так и с выделением энергии. Если величина Q_p положительна, то реакция эндотермическая, т.е. энтальпия продуктов реакции выше энтальпии исходных веществ. Если величина Q_p отрицательна, то реакция экзотермическая: энтальпия продуктов реакции ниже энтальпии исходных веществ. Вещество тем прочнее, чем больше энергии выделяется при его образовании.

3.Закон Гесса. Изменение энтальпии химической реакции, то - есть и тепловой эффект, подчиняется закону Гесса (1840г).Тепловой эффект химической реакции зависит только от начального и конечного состояния химической реакции, то - есть зависит от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции.

Следствие закона Гесса: Изменение энтальпии химической реакции равно сумме изменений энтальпий продуктов реакции за вычетом суммы изменения энтальпий исходных веществ.

aA + bB = cC + dD

ΔH ⁰_х.р. = (cΔH ⁰_C + dΔH ⁰_D ) – (aΔH ⁰_A + bΔH ⁰_B ) кДж.

Тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ называется теплотой образования Н данного вещества. Энтальпию образования 1 моль сложного вещества из простых веществ, измеренную при температуре 298К и давлении 101,325 кПа, называют стандартной энтальпией образования , кДж/моль. Энтальпии простых веществ (О₂, Н₂, S и т.п.) условно принимают равными нулю.

Термохимические расчеты осуществляют, применяя следствие из закона Гесса:

Пример1. Вычислить тепловой эффект, написать термохимическое уравнение горения 1 моль метана и рассчитать количество теплоты, которое выделится при сгорании 10 л CH₄.

Решение. Составим термохимическое уравнение реакции

.

Выпишем стандартные теплоты образования веществ (табл. 2 прил.2):

;

;

.

Тепловой эффект реакции вычислим, используя следствие закона Гесса:

При сжигании 22,4 л выделяется 802,2 кДж, при сжигании 10л выделяется х кДж. Составим и решим пропорцию:

.

Ответ:, при сжигании 10 л метана выделяется 360 кДж.